Железо взаимодействие с кислотой — Справочник химика 21

    Опыт 2. Взаимодействие железа с кислотами, а. Железные стружки поместить в пробирку и облить разбавленной соляной кислотой. Если реакция протекает медленно, пробирку подогреть. Установить, в виде какого иона железо перешло в раствор. Написать уравнение реакции. Изменятся ли продукты реакции, если подействовать на железо концентрированной соляной кислотой  [c.272]
    Взаимодействие железа с кислотами. В три пробирки налейте по 1—2 мл разбавленных соляной, серной и азотной кислот (1 5). В каждую пробирку внесите кусочек железной стружки. Наблюдайте растворение железа. Сделайте то же самое, взяв вместо разбавленных кислот концентрированные. Наблюдайте, как взаимодействует железо на холоде. Нагрейте пробирки с концентрированными кислотами. Что происходит  [c.278]

    Опыт 3. Взаимодействие железа с кислотами [c.209]

    Опыт 94. Замедление скорости реакции ингибитором (взаимодействие железа с кислотой) [c.60]

    С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует. Продукты взаимодействия в зависимости от концентрации кислоты могут быть различными, например  

[c.281]

    Железо взаимодействует с разбавленными хлороводородной п серной кислотами, вытесняя из последних водород  [c.287]

    Как известно, при сжигании высокосернистого мазута температура точки росы дымовых газов может намного превышать точку росы, определяемую парциальным давлением водяных паров в продуктах сгорания. Принято считать, что это превышение обусловлено содержанием в них сернистого ангидрида 50з. В результате этого серная кислота конденсируется на низкотемпературных поверхностях нагрева котельных агрегатов, и при взаимодействии кислоты с металлом образуются сернокислые соли железа. С осаждением кислоты связано также образование устойчивых наружных отложений золы и несгоревших частиц топлива. [c.283]

    Можно ли получить сероводород ири взаимодействии сернистого железа с кислотами а) соляной б) серной в) азотной  

[c.76]

    Химическая пептизация происходит, когда вещество, добавляемое в систему, взаимодействует с веществом осадка, в результате чего образуется электролит, придающий устойчивость частицам дисперсной фазы. Примером химической пептизации может служить пептизация осадка гидрата окиси железа хлористоводородной кислотой, которая, взаимодействуя с Ре (ОН) а, образует на поверхности частиц осадка стабилизатор — хлорокись железа  [c.255]

    Взаимодействие железа с кислотами можно наблюдать на примерах реакций с концентрированными и разбавленными соляной, серной и азотной кислотами. Реакции эти проводят в пробирках. В тех случаях, когда реакция на холоду не идет, пробирку нагревают. Для этих опытов можно взять железные опилки или кусочки железной проволоки. Учащиеся должны описать в своих лабораторных журналах наблюдаемые явления. 

[c.78]

    Взаимодействие д.-металлов семейства железа с кислотами, щелочами и водой. С водой Ре, Со и N1 реагируют только при высоких температурах, разлагая ее по уравнению [c.370]

    Если закрыть кран 4, то в левом колене прибора от выделяющегося сероводорода разовьется давление, которое будет оттеснять кислоту в правое колено прибора до тех пор, пока соприкосновение, а значит и взаимодействие кислоты и сульфида железа (И) не прекратится. [c.30]

    Образец технического сульфида железа (II) массой 5 г, содержащий 5% металлического железа, взаимодействует с хлороводородной кислотой. Рассчитайте объем выделившихся газообразных продуктов (при нормальных условиях) и объемный состав газовой смеси. [c.176]

    Из этих расчетов видно, что при взаимодействии железа с кислотой образовался избыток водорода против исходного объема, равный 

[c.322]

    На заводах реакция эта производится в котлах с мешалками, куда наливают нитробензол, соляную кислоту и вводят железные стружки. При взаимодействии железа с кислотой образуется водород, который и идет на восстановление нитробензола. [c.235]

    Наличием какой функциональной группы объясняется реакция взаимодействия кислоты салициловой с реактивом Марки, хлоридом железа (1П)  [c.237]

    Сущность ингибиторного действия реагентов наиболее изучена в связи с кислотной коррозией железа в водных, водно-неводных и неводных растворах. Учитывая значение кислотных методов в технологии переработки рудных материалов и коллективный характер процессов взаимодействия кислот с минералами, данные этих работ могут быть полезны для решения некоторых конкретных задач по использованию ингибиторов. При этом особое значение имеют состав и строение молекулы ингибитора и правильный подбор заместителей , входящих в молекулы органических ингибиторов. 

[c.61]

    Наряду с термической дезактивацией механическая блокировка поверхности контакта сульфатами железа является наиболее обычной причиной падения активности ванадиевых контактов [370]. Сульфаты железа, взаимодействуя с влагой и туманом серной кислоты, образуют твердые корки, накопление которых приводит к нарушению технологического режима (росту гидравлического сопротивления, ухудшению теплообмена и т. д.). Отравление катализатора сульфатом железа можно предотвратить путем предварительной осушки газа и очистки его от тумана серной кислоты. [c.263]

    Мышьяковистый водород, АзНз — один из сильнейших ядов. Бесцветный тяжелый газ, т. кип. 62,5°, т. пл.— 113,5°, плотность — 2,69. В чистом виде при обычной температуре довольно стоек, при нагревании разлагается, горит с образованием мышьяковистого ангидрида. Отравления им могут происходить неожиданно, так как при взаимодействии кислот с металлами, содержащими мышьяк как примесь, образуется АзНз. Особенно часто он выделяется при действии минеральных кислот на свинец, медь, железо, цинк, значительные количества мышьяка содержит серная кислота, для которой ЗОг получали из пирита. Часто мышьяковистый водород содержится в больших концентрациях в ацетилене. 

[c.70]

    Одним, хотя и не исчерпывающим объяснением этого явления может быть образование при взаимодействии кислых соединений смолистой части с металлами солей, большинство которых растворяется в нефтепродуктах. Так, после 30-месячного хранения нафтеновых кислот в стальных резервуарах содержание железа в кислотах возросло с 0,006 до 0,260%, а в резервуарах с антикоррозионным покрытием из бакелита—лишь до 0,020% [1]. 

[c.166]

    Удобнее получать сероводород взаимодействием кислоты с подходящим сульфидом, предпочтительнее всего с сульфидом железа ввиду его дешевизны. [c.274]

    Мышьяковистый водород является одним из сильнейших неорганических ядов. Отравление им может иметь место, в частности, при всех случаях получения больших количеств водорода взаимодействием цинка или железа с кислотами, если исходные продукты содержат примесь мышьяка (что бывает очень часто) и работа ведется без соблюдения достаточных мер предосторожности. Опасность усугубляется тем, что первые признаки отравления (озноб, рвота и др.) появляются обычно лишь спустя несколько часов после вдыхания АзНз. Основным средством первой помощи является свежий воздух при полном покое пострадавшего. Подобно АзНз, но слабее, действует на организм и 5ЬНз. Если смесь обоих гидридов пропускать сквозь разбавленный раствор АдКОз, то мышьяк будет в растворе (как Н3А3О3), а сурьма — в осадке (как ЗЬаОз). 

[c.470]

    Напишите уравнения реакций а) взаимодействия трихлорида железа с раствором щелочи б) растворения тригидроксида железа в кислоте в) образования ферритов при сплавлении Рс20з с КОН и с Ыа-гСО,.) г) гидролиза феррита. [c.191]

    Основные соли — продукты неполного замещения гидроксилов в основаниях кислотными остатками, например Си(0Н)С1 В (ОН)2НОз. Основные соли получаются в тех случаях, когда при взаимодействии кислоты с основанием взятого количества кислоты оказывается недостаточно для образования средней соли. Так, например, если при действии серной кислоты на гидроокись железа взять на один моль Ре(ОН)з один моль h3SO4, то может образоваться основная соль  [c.58]

    Хииолин образуется при су.хоП перегонке каменного, угля и содержится в. ч амеииоугольной смоле. Синтетически он получается по реакции Скраупа — взаимодействием анилина с глицерином и серной кислотой в присутствии окислителя. В качестве окислителя обычно используются нит-робензол и мышьяковая кислота , а также окись железа ванадиевая кислота , железная соль. -нитробензолсульфо-кислоты и др. 

[c.94]

    Учащимся предлагают выполнить лабораторные опыты i) взаимодействие оксида железа (П1) с кислотами б) окисле-1ие иона железа в степени окисления +2 в) получение гидро- сидов железа, взаимодействие их с кислотами. [c.151]

    Почему сиие-фиолетавое окрашивание, образующееся при взаимодействии кислоты салициловой с раствором хлорида железа (П1), исчезает при добавлении минеральной кислоты и не исчезает при добавлении органической  [c.237]

    Поскольку кислотные формы попимеров-полиэлектролшов имеют pH раствора около 3, их нельзя использовать для очистки экспонатов из железа (возможно взаимодействие полиэлектролита с неокисленным металлом, а нередко недопустима потеря даже следов чистого металла с поверхности экспонатов). Кислотные формы полимеров переводят в соли соответствующих кислот — акрилаты калия, натрия, аммония метакрилаты калия, натрия, аммония малеинаты калия, натрия, аммония. Хотя солевые формы содержат 50—70% карбоксильных гр>тш, растворы этих полимеров имеют pH 4,5-5,5 и не реагируют с неокисленным металлом. Вязкость 10—15 %-х водных растворов достаточна Щ1я того, чтобы при нанесении на экспонат образовался слой толщиной 1—2 мм. При очистке вертикальных поверхностей для предотвращения стекания растворов экспонаты после нанесения раствора покрывают тканью или фильтровальной (газетной) бумагой. После испарения воды пленка легко отделяется от поверхности металла сплошным полотном, иногда она растрескивается и ее остатки можно просто смести . Остающаяся на поверхности железа полиметакриловая кислота образует пр 1 взаимодействии с ним мономолекулярную пленку, защищающую металл от коррозии. 

[c.158]

    Использование отработавших травильных растворов для одновременного удаления аммиака, сероводорода и цианистого водорода из коксового газа разработано в ФРГ в 1955 г. [23]. Коксовый газ сначала контактируется в шестиступенчатой противоточной оросительной колонне со слабокислотным раствором сернокислой закиси железа. В верхней секции колониы аммиак взаимодействует со свободной кислотой и сульфатом железа, образуя сульфат аммония и гидрат закиси железа. Последний можно частично удалить из раствора фильтрацией бокового потока, отбираемого с низа второй от верха ступени, с возвращением фильтрата на ту же ступень абсорбции. В нижней секции колонны остаточный гидрат закиси железа взаимодействует с Н З и цианистым водородом, образуя нерастворимый сульфид железа 

[c.234]

    В состав антикоррозионных жидкостей, средств для травления и удаления ржавчины входит фосфорная кислота в той или иной форме. Например, типичное средство для удаления ржавчины представляет собой смесь фосфорной кислоты, воды и этанола. Фосфорная кислота растворяет оксид, или, иначе говоря, ржавчину, до обнажения металла. Этанол, который повышает перенапряжение водорода, используют для того, чтобы избежать растворения очищенного металла, обычно железа, в кислоте. И все же железо взаимодействует с фосфорной кисло- М + Р04 —>-МР04 + Зе ) (15.12). Таким образом, можно образуя защитный слой, который не только препятствует дальнейшему растворению железа, но служит и очень хорошим грунтом, обеспечивающим отличную адгезию при покраске [46]. [c.293]

    Запись данных опыта. Описать проделанную работу. Напи сать уравнения реакций взаимодействия хлорида трехваленг-ного железа с раствором щелочи растворения гидроокиси трехвалентного железа в кислоте образования ферритов, дописав следующие реакции РегОз- ЫагСОз и РсгОз + КОН. Написать уравнения реакций гидролиза ферритов. 

[c.242]

    Комплексоны используются с целью предотвращения образования сульфата кальция в процессах кислотной обработки сульфатсодержащих карбонатных пород. Известно использование фосфорорганических комплексонов НТФ, ДПФ-1, композиций амифола, фосфанола для очистки кислотного раствора от вредных примесей ионов железа. Одновременно они снижают скорость взаимодействия кислоты с карбонатной породой при средних и повышенных температурах. [c.352]


Железо. Химия железа и его соединений

 

Положение железа в периодической системе химических элементов
Электронное строение железа
Физические свойства
Нахождение в природе
Способы получения
Качественные реакции
Химические свойства
1. Взаимодействие с простыми веществами
1.1. Взаимодействие с галогенами
1.2. Взаимодействие с серой
1.3. Взаимодействие с фосфором
1.4. Взаимодействие с азотом
1.5. Взаимодействие с углеродом
1.6. Горение
2. Взаимодействие со сложными веществами
2.1. Взаимодействие с водой
2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
2.3. Взаимодействие с серной кислотой
2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
2.5. Взаимодействие с сильными окислителями
2.6. Взаимодействие с оксидами и солями

Оксид железа (II)
 Способы получения
 Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами
2. Взаимодействие с кислотами
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Взаимодействие с кислотами
6. Взаимодействие с восстановителями

Оксид железа (III)
 Способы получения
 Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами 
2. Взаимодействие с щелочами и основными оксидами
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Окислительные свойства оксида железа (III)

6. Взаимодействие с солями более летучих кислот

Оксид железа (II, III)
 Способы получения
 Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами 
2. Взаимодействие с сильными кислотами-окислителями
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Окислительные свойства оксида железа (II, III)

Гидроксид железа (II)
 Способы получения
 Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
3. Восстановительные свойства 
4. Разложение при нагревании

Гидроксид железа (III)
 Способы получения
 Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
3. Взаимодействие с щелочами 
4. Разложение при нагревании

Соли железа

 

 

Железо

Положение в периодической системе химических элементов

Элемент железо расположен в побочной подгруппе VIII группы  (или в 8 группе в современной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение атома железа 

Электронная конфигурация  железа в основном состоянии:

+26Fe 1s22s22p63s23p64s23d6

Железо проявляет ярко выраженные магнитные свойства.

Физические свойства 

Железо – металл серебристо-белого цвета, с высокой химической активностью и высокой ковкостью. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

(изображение с портала vchemraznica.ru)

Температура плавления 1538оС, температура кипения 2861оС.

Нахождение в природе

Железо довольно распространено в земной коре (порядка 4% массы земной коры). По распространенности на Земле железо занимает 4-ое место среди всех элементов и 2-ое место среди металлов. Содержание в земной коре  — около 8%.

В природе железо в основном встречается в виде соединений:

Красный железняк Fe2O3 (гематит).

(изображение с портала karatto.ru)

Магнитный железняк Fe3O4 или FeO·Fe2O3 (магнетит).

(изображение с портала emchi-med.ru)

В природе также широко распространены сульфиды железа, например,  пирит FeS2.

(изображение с портала livemaster.ru)

Встречаются и другие минералы, содержащие железо.

Способы получения 

Железо в промышленности получают из железной руды, гематита Fe2O3  или магнетита (Fe3O4или FeO·Fe2O3).

1. Один из основных способов производства железа – доменный процесс. Доменный процесс основан на восстановлении железа из оксида углеродом в доменной печи.

В печь загружают руду, кокс и флюсы.

Шихта  смесь исходных материалов, а в некоторых случаях и топлива в определённой пропорции, которую обрабатывают в печи.

Каменноугольный кокс  это твёрдый пористый продукт серого цвета, получаемый путем коксования каменного угля при температурах 950—1100 °С без доступа воздуха. Содержит 96—98 % углерода.

Флюсы  это неорганические вещества, которые добавляют к руде при выплавке металлов, чтобы снизить температуру плавления и легче отделить металл от пустой породы.

Шлак  расплав (а после затвердевания стекловидная масса), покрывающий поверхность жидкого металла. Шлак состоит из всплывших продуктов пустой породы с флюсами и предохраняет металл от вредного воздействия газовой среды печи, удаляет примеси.

В печи кокс окисляется до оксида углерода (II):

2C   +  O  →  2CO

Затем нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):

3CO   +  Fe2O3    →   3CO2    +   2Fe

Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.

Наверху, где температура обычно находится в диапазоне между 200 °C и 700 °C, протекает следующая реакция:

3Fe2O3    +   CO   →    2Fe3O4      +    CO2

Ниже в печи, при температурах приблизительно 850 °C, протекает восстановление смешанного оксида железа (II, III)  до оксида железа (II):

Fe3O4   +   CO   →   3FeO   +   CO2

Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:

CaCO3    →    CaO    +       CO2

Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200oC), где протекает следующая реакция:

FeO   +   CO   →   Fe   +   CO2

Углекислый газ поднимается вверх и реагирует с коксом, образуя угарный газ:

CO2   +    C   →    2CO

(изображение с портала 900igr.net)

2. Также железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:

Fe2O3    +   3H2   →    2Fe      +    3H2O

При этом получается более чистое железо, т.к.  получаемое железо не загрязнено серой и фосфором, которые являются примесями в каменном угле.

3. Еще один способ получения железа в промышленности – электролиз растворов солей железа.

Качественные реакции

 

Качественные реакции на ионы железа +2.

– взаимодействие солей железа (II) с щелочами. При этом образуется серо-зеленый студенистый осадок гидроксида железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом натрия:

 

2NaOH  +   FeCl2    →    Fe(OH)2   + 2NaCl

 

 

Видеоопыт взаимодействия раствора сульфата железа (II) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Гидроксид железа (II) на воздухе буреет, так как окисляется до гидроксида железа (III):

4Fe(OH)2   +    O2   +   2H2O    →   4Fe(OH)3

– ионы железа +2 окрашивают раствор в светлый желто-зеленый цвет.

 

– взаимодействие с красной кровяной солью K3[Fe(CN)6] – также качественная реакция на ионы железа +2. При этом образуется синий осадок «турнбулева синь».

 

 

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (II) с раствором гексацианоферрата (III) калия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

 

Качественные реакции на ионы железа +3

 

– взаимодействие солей железа (III) с щелочами. При этом образуется бурый осадок гидроксида железа (III).

 

   

 

Например, хлорид железа (III) реагирует с гидроксидом натрия:

 

3NaOH  +   FeCl3    →    Fe(OH)3   + 3NaCl

 

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

– ионы железа +3 окрашивают раствор в светлый желто-оранжевый цвет.

 

 

– взаимодействие с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6] ионы железа +3. При этом образуется синий осадок «берлинская лазурь».

 

 

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гексацианоферрата (II) калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

В последнее время получены данные, которые свидетельствуют, что молекулы берлинской лазури идентичны по строению молекулам турнбулевой сини. Состав молекул обоих этих веществ можно выразить формулой Fe4[Fe2(CN)6]3.

–  при взаимодействии солей железа (III) с роданидами раствор окрашивается в кроваво-красный цвет.

 

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с роданидом натрия:

FeCl3   +    3NaCNS   →   Fe(CNS)3   +  3NaCl

 

 

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором роданида калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

 

Химические свойства

 

1. При обычных условиях железо малоактивно, но при нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, оно становится активным и реагирует почти со всеми неметаллами.

1.1. Железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом активные неметаллы (фтор, хлор и бром) окисляют железо до степени окисления +3:

2Fe  +  3Cl2  → 2FeCl3

Менее активный йод окисляет железо до степени окисления +2:

Fe  +  I2  →  FeI2

1.2. Железо реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):

Fe  +  S   →  FeS

1.3. Железо реагирует с фосфором. При этом образуется бинарное соединения – фосфид железа:

Fe  +  P   →   FeP

1.4. С азотом железо реагирует при нагревании с образованием нитрида:

6Fe  +  N2  →  2Fe3N

1.5. Железо реагирует с углеродом и кремнием с образованием карбида и силицида:

3Fe  +  C   →   Fe3C

1.6. При взаимодействии с кислородом железо образует окалину – двойной оксид железа (II, III):

3Fe  +  2O2  →  Fe3O4

При пропускании кислорода через расплавленное железо возможно образование оксида железа (II):

2Fe  +  O2  →  2FeO

2. Железо взаимодействует со сложными веществами.

2.1. При обычных условиях железо с водой практически не реагирует. Раскаленное железо может вступать в реакцию при температуре 700-900оС с водяным паром:

3Fe0 + 4H2+O  →  Fe+33O4 + 4H20

В воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется (корродирует):

4Fe  +  3O2   +   6H2O    →   4Fe(OH)3

2.2. Железо взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль железа со степенью окисления +2 и водород.

Например, железо бурно реагирует с соляной кислотой:

Fe + 2HCl   →   FeCl2  +  H2

2.3. При обычных условиях железо не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат железа (III) и вода:

2Fe + 6H2SO4(конц.)   →  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

2.4. Железо не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации. При нагревании реакция идет с образованием нитрата железа (III), оксида азота (IV) и воды:

Fe  +  6HNO3(конц.)   →   Fe(NO3)3  +  3NO2↑   +  3H2O

С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II):

Fe   +  4HNO3(разб.гор.)  →   Fe(NO3)3  +  NO  +  2H2O

При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

8Fe  +  30HNO3(оч. разб.)  →  8Fe(NO3)3   +   3NH4NO3   +  9H2O

2.5. Железо может реагировать с щелочными растворами или расплавами сильных окислителей. При этом железо окисляет до степени окисления +6, образуя соль (феррат).

Например, при взаимодействии железа с расплавом нитрата калия в присутствии гидроксида калия железо окисляется до феррата калия, а азот восстанавливается либо до нитрита калия, либо до аммиака:

Fe  +  2KOH  +  3KNO3  →   3KNO2   +  K2FeO4  +  H2O

2.6. Железо восстанавливает менее активные металлы из оксидов и солей.

Например, железо вытесняет медь из сульфата меди (II). Реакция экзотермическая:

Fe  +  CuSO4  →   FeSO4  +  Cu

Еще пример: простое вещество железо восстанавливает железо до степени окисления +2  при взаимодействии с соединениями железа +3:

2Fe(NO3)3   +  Fe  → 3Fe(NO3)2  

2FeCl3  +  Fe  → 3FeCl2

Fe2(SO4)3   +  Fe  →   3FeSO4

 

Оксид железа (II)

 

Оксид железа (II) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

 

Способы получения

Оксид железа (II) можно получить различными методами:

1. Частичным восстановлением оксида железа (III).

Например,  частичным восстановлением оксида железа (III) водородом:

 Fe2O3   +   H2   →   2FeO   +  H2O

Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:

 Fe2O3   +   CO   →   2FeO   +  CO2

Еще один пример: восстановление оксида железа (III) железом:

 Fe2O3   +   Fe   →   3FeO

2. Разложение гидроксида железа (II) при нагревании:

Fe(OH)2   →   FeO   +  H2O

Химические свойства

Оксид железа (II) — типичный основный оксид.

1. При взаимодействии оксида железа (II) с кислотными оксидами образуются соли.

Например, оксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI):

FeO  +  SO3   →   FeSO4

2. Оксид железа (II) взаимодействует с растворимыми кислотами. При этом также образуются соответствующие соли.

Например, оксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой:

FeO  +  2HCl  → FeCl+  H2O

3. Оксид железа (II) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II) малоустойчив, и легко окисляется до соединений железа (III).

Например, при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода

FeO  +  4HNO3(конц.)   →   NO2  +  Fe(NO3)3  +  2H2O

При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:

3FeO  +  10HNO3(разб.)   →   3Fe(NO3)3  +  NO  +  5H2O

5. Оксид железа (II) проявляет слабые окислительные свойства.

Например, оксид железа (II) реагирует с угарным газом при нагревании:

FeO   +   CO  →   Fe   +  CO2

 

Оксид железа (III)

 

Оксид железа (III) – это твердое, нерастворимое в воде вещество красно-коричневого цвета.

 

 

Способы получения

Оксид железа (III) можно получить различными методами:

1. Окисление оксида железа (II) кислородом.

 4FeO   +   O2   →   2Fe2O3

2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании:

2Fe(OH)3   →   Fe2O3   +  3H2O

 

Химические свойства

Оксид железа (III) – амфотерный.

1. При взаимодействии оксида железа (III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли.

Например, оксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой:

Fe2O3  +  6HNO3   →  2Fe(NO3)3  +  3H2O

2. Оксид железа (III) взаимодействует с щелочами и основными оксидами. Реакция протекает в расплаве, при этом образуется соответствующая соль (феррит).

Например, оксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом натрия:

Fe2O3  +  2NaOH   →   2NaFeO2  +  H2O

3. Оксид железа (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).

Например, хлорат калия в щелочной среде окисляет оксид железа (III) до феррата

Fe2O3  +  KClO3  +  4KOH   →  2K2FeO4  +  KCl  +  2H2O

Нитраты и нитриты в щелочной среде также окисляют оксид железа (III):

Fe2O3  +  3KNO3  +  4KOH   →  2K2FeO4  +  3KNO2  +  2H2O

5. Оксид железа (III) проявляет окислительные свойства.

Например, оксид железа (III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II) или железной окалины:

Fe2O3  +  3СO  →  2Fe  +  3CO2

Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:

Fe2O3  +  3Н2  →  2Fe  +  3H2O

Железом можно восстановить оксид железа только до оксида железа (II):

Fe2O3  +  Fe   →  3FeO 

Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами.

Например, с алюминием (алюмотермия):

Fe2O3  +  2Al  →  2Fe  +  Al2O3

Оксид железа (III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями.

Например, с гидридом натрия:

Fe2O3  +  3NaH  →  3NaOH  +  2Fe

6. Оксид железа (III) – твердый, нелетучий  и амфотерный. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например, из карбоната натрия:

Fe2O3  +  Na2CO3 → 2NaFeO+  CO2

 

Оксид железа (II, III)

Оксид железа (II, III) (железная окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

 

Фото с сайта wikipedia.ru

Способы получения

Оксид железа (II, III) можно получить различными методами:

1. Горение железа на воздухе:

3Fe  +  2O2  →  Fe3O4

2. Частичное восстановление оксида железа (III) водородом или угарным газом:

3Fe2O3  +  Н2  →  2Fe3O4  +  H2O

3. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой, образуя двойной оксид железа (II, III):

3Fe  +  4H2O(пар)  → Fe3O4  +  4H2

 

Химические свойства

Свойства оксида железа (II, III) определяются свойствами двух оксидов, из которых он состоит: основного оксида железа (II) и амфотерного оксида железа (III).

1. При взаимодействии оксида железа (II, III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли железа (II) и железа (III).

Например, оксид железа (II, III) взаимодействует с соляной кислотой. При это образуются две соли – хлорид железа (II) и хлорид железа (III):

Fe3O4  +  8HCl  →   FeCl2  +  2FeCl3  +  4H2O

Еще пример: оксид железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.

Fe3O4   +  4H2SO4(разб.)  →  Fe2(SO4)3  +  FeSO4  +  4Н2О

2. Оксид железа (II, III) взаимодействует с сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной). 

Например, железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:

Fe3O4  +  10HNO3(конц.) →  NO2↑  +  3Fe(NO3)3  +  5H2O

Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

 3Fe3O4   +  28HNO3(разб.) →  9Fe(NO3)3   +   NO   +  14H2O

Также оксид железа (II, III) окисляется концентрированной серной кислотой:

2Fe3O4   +  10H2SO4(конц.)  →  3Fe2(SO4)3  +  SO2   +   10H2O

Также окалина окисляется кислородом воздуха:

4Fe3O4  +  O2(воздух)  →  6Fe2O3

3. Оксид железа (II, III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II, III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI), как и прочие оксиды железа (см. выше).

5. Железная окалина проявляет окислительные свойства.

Например, оксид железа (II, III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):

Fe3O4  +  4CO  →  3Fe  +  4CO2

Также железная окалина восстанавливается водородом:

Fe3O4   +  4H2  →  3Fe   +   4H2O

Оксид железа (II, III) реагирует с более активными металлами.

Например, с алюминием (алюмотермия):

3Fe3O4  +  8Al  →  9Fe  +  4Al2O3

Оксид железа (II, III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями (йодидами и сульфидами).

Например, с йодоводородом:

Fe3O4  +  8HI  →  3FeI2  +  I2  +  4H2O

 

Гидроксид железа (II)
Способы получения

 

1. Гидроксид железа (II) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (II) и хлорида аммония:

FeCl2   +   2NH3   +   2H2O  →  Fe(OH)2   +   2NH4Cl

2. Гидроксид железа (II) можно получить действием щелочи на соли железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом калия с образованием гидроксида железа (II) и хлорида калия:

FeCl2 + 2KOH  →  Fe(OH)2↓ + 2KCl

Химические свойства

1. Гидроксид железа (II) проявляется основные свойства, а именно реагирует с кислотами. При этом образуются соответствующие соли.

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):

Fe(OH)2  +  2HCl →  FeCl2  +  2H2O

Fe(OH)2  +  H2SO4  → FeSO4  +  2H2O

Fe(OH)2  +  2HBr →  FeBr2  +  2H2O

 

2. Гидроксид железа (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (II):

Fe(OH)2 + SO3  →   FeSO4 + 2H2O

 

3. Гидроксид железа (II) проявляет сильные восстановительные свойства, и реагирует с окислителями. При этом образуются соединения железа (III).

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с кислородом в присутствии воды:

4Fe(OH)2  +  O2  +  2H2O  →   4Fe(OH)3

Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:

2Fe(OH)2   +  H2O  →  2Fe(OH)3

При растворении Fe(OH)2  в азотной или концентрированной серной кислотах образуются соли железа (III):

2Fe(OH)2  +  4H2SO4(конц.)  → Fe2(SO4)3  +  SO2  +  6H2O

 

4. Гидроксид железа (II) разлагается при нагревании:

Fe(OH)2  →  FeO  +  H2O

 

Гидроксид железа (III)

 

Способы получения

 

1. Гидроксид железа (III) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (III).

Например, хлорид железа (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (III) и хлорида аммония:

FeCl3 + 3NH3 + 3H2O = Fe(OH)3 + 3NH4Cl

 

2. Окислением гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:

4Fe(OH)2  +  O2  +  2H2O  →   4Fe(OH)3

2Fe(OH)2   +  H2O  →  2Fe(OH)3

 

3. Гидроксид железа (III) можно получить действием щелочи на раствор соли железа (III).

Например, хлорид железа (III) реагирует с раствором гидроксида калия с образованием гидроксида железа (III) и хлорида калия:

FeCl3 + 3KOH    →   Fe(OH)3↓ + 3KCl

Видеоопыт получения гидроксида железа (III) взаимодействием хлорида железа (III) и гидроксида калия можно посмотреть здесь.

 

4. Также гидроксид железа (III) образуется при взаимодействии растворимых солей железа (III) с растворами карбонатов и сульфитов. Карбонаты и сульфиты железа (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид железа (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида железа (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

2FeBr3  +  3Na2CO3  + 3H2O  =  2Fe(OH)3↓  +  CO2↑ +  6NaBr

Но есть исключение! Взаимодействие солей железа (III) с сульфитами в ЕГЭ по химии — окислительно-восстановительная реакция. Соединения железа (III) окисляют сульфиты, а также сульфиды и иодиды.

Взаимодействие хлорида железа (III) с сульфитом, например, калия — очень интересная реакция. Во-первых, в некоторых источниках указывается, что в ней таки может протекать необратимый гидролиз. Но для ЕГЭ лучше считать, что при этом протекает ОВР. Во-вторых, ОВР можно записать в разных видах:

2FeCl3  +  Na2SO3  + H2O =  2FeCl2  +  Na2SO4  + 2HCl

 

Также допустима такая запись:

2FeCl3  +  Na2SO3 + H2O =  FeSO4  +  2NaCl  + FeCl2 + 2HCl

 

Химические свойства

 

1. Гидроксид железа (III) проявляет слабовыраженные амфотерные свойства, с преобладанием основных. Как основание, гидроксид железа (III) реагирует с растворимыми кислотами.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата железа (III):

Fe(OH)3 + 3HNO3 → Fe(NO3)3 + 3H2O

Fe(OH)3  +  3HCl →  FeCl3  +  3H2O

2Fe(OH)3  +  3H2SO4  → Fe2(SO4)3  +  6H2O

Fe(OH)3  +  3HBr →  FeBr3  +  3H2O

 

2. Гидроксид железа (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (III):

2Fe(OH)3 + 3SO3 → Fe2(SO4)3 + 3H2O

 

3. Гидроксид железа (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются солиферриты, а в растворе реакция практически не идет. При этом гидроксид железа (III) проявляет кислотные свойства.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием феррита калия и воды:

KOH  +  Fe(OH)3  → KFeO+ 2H2O

 

4. Гидроксид железа (III) разлагается при нагревании:

2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O

Видеоопыт взаимодействия гидроксида железа (III) с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

 

Соли железа

 

Нитраты железа

 

Нитрат железа (II) при нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота (IV)  и кислород:

4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3  +  8NO2  +   O2

Нитрат железа (III) при нагревании разлагается также на оксид железа (III), оксид азота (IV)  и кислород:

4Fe(NO3)3 → 2Fe2O3  +  12NO2  +   3O2

 

Гидролиз солей железа

Растворимые соли железа, образованные кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. частично:

I ступень: Fe3+ +  H2O  ↔  FeOH2+ + H+

II ступень: FeOH2+ + H2O ↔ Fe(OH)2+ + H+

III ступень: Fe(OH)2+ + H2O ↔ Fe(OH)+ H+

Однако  сульфиты и карбонаты железа (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Fe2(SO4)3  +  6NaHSO3  → 2Fe(OH)3  +  6SO2  +  3Na2SO4

2FeBr3  +  3Na2CO3  + 3H2O →  2Fe(OH)3↓  +  CO2↑ +  6NaBr

2Fe(NO3)3  +  3Na2CO3  +  3H2O →  2Fe(OH)3↓  +  6NaNO3  +  3CO2

2FeCl3  +  3Na2CO3  +  3H2O → 2Fe(OH)3↓  +  6NaCl  +  3CO2

Fe2(SO4)3  +  3K2CO3  +  3H2O →  2Fe(OH)3↓  +  3CO2↑  +  3K2SO4

При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:

2FeCl3  +  3Na2S  →  2FeS  +  S  +  6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

 

Окислительные свойства железа (III)

Соли железа (III) под проявляют довольно сильные окислительные свойств. Так, при взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает окислительно-восстановительная реакция.

Например: хлорид железа (III) взаимодействует с сульфидом натрия. При этом образуется сера, хлорид натрия и либо черный осадок сульфида железа (II) (в избытке сульфида натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида железа (III)):

2FeCl3  +  3Na2S  →   2FeS  +  S  +  6NaCl

2FeCl3  +  H2S  →   2FeCl2  +  S   +  2HCl

По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:

2FeCl3  +  H2S  →   2FeCl2  +  S   +  2HCl

Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с йодидами.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с йодидом калия. При этом образуются хлорид железа (II), молекулярный йод и хлорид калия:

2FeCl3  +  2KI    →   2FeCl2  +  I2   +  2KCl

Интерес представляют также реакции солей железа (III) с металлами. Мы знаем, что более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы. Иначе говоря, металлы, которые стоят в электрохимическом ряду левее, могут взаимодействовать с солями металлов, которые расположены в этом ряду правее. Исходя из этого правила, соли железа могут взаимодействовать только с металлами, которые расположены до железа. И они взаимодействуют.

Однако, соли железа со степенью окисления +3 в этом ряду являются небольшим исключением. Ведь для железа характерны две степени окисления: +2 и +3. И железо со степенью окисления +3 является более сильным окислителем. Таким образом, условно говоря, железо со степенью окисления +3 расположено в ряду активности после меди. И соли железа (III) могут реагировать еще и с металлами, которые расположены правее железа! Но до меди, включительно. Вот такой парадокс.

И еще один момент. Соединения железа (III) с этими металлами реагировать будут, а вот соединения железа (II) с ними реагировать не будут. Таким образом, металлы, расположенные в ряду активности между железом и медью (включая медь) при взаимодействии с солями железа (III) восстанавливают железо до степени окисления +2. А вот металлы, расположенные до железа в ряду активности, могут восстановить железо и до простого вещества.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с медью. При этом образуются хлорид железа (II) и хлорид меди (II):

2FeCl3   +  Cu  →   2FeCl2   +   CuCl2

А вот реакция нитрата железа (III) с цинком протекает уже по привычному механизму. И железо восстанавливается до простого вещества:

2Fe(NO3)3   +   3Zn  →  2Fe  +   3Zn(NO3)2

Обеспечение безопасности хранения серной кислоты Текст научной статьи по специальности «Нанотехнологии»

ИНФОРМАЦИОННЫЕ ТЕХНОЛОГИИ И АВТОМАТИЗИРОВАННЫЕ СИСТЕМЫ

1.3. ОБЕСПЕЧЕНИЕ БЕЗОПАСНОСТИ ХРАНЕНИЯ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ

Рахимов Рустам Хакимович, доктор технических наук, зав. лабораторией №1. Институт Материаловедения Научно-производственное объединение «Физика-Солнце» Академии наук Республики Узбекистан. E-mail: [email protected]

Ермаков Владимир Петрович, старший научный сотрудник, лаборатория №1. Институт Материаловедения. Научно-производственное объединение «Физика-Солнце» Академии наук Республики Узбекистан. E-mail: [email protected]

Рахимов Мурод Рустамович, младший научный сотрудник, лаборатория №1. Институт Материаловедения. Научно-производственное объединение «Физика-Солнце» Академии наук Республики Узбекистан. E-mail: [email protected]

Рашидов Хуршид Камолиддинович, главный технолог «Ангренэнергоцветмет» г. Ангрен, Узбекистан. E-mail: [email protected]

Латипов Рустам Наимжанович, инженер лаборатория №1. Институт Материаловедения. Научно-производственное объединение «Физика-Солнце» Академии наук Республики Узбекистан. E-mail: [email protected]

Рашидов Жасур Хуршидович, младший научный сотрудник, лаборатория №1. Институт Материаловедения. Научно-производственное объединение «Физика-Солнце» Академии наук Республики Узбекистан. E-mail: [email protected]

Аннотация: В статье приведены результаты исследований по обеспечению безопасности хранения серной кислоты в железных емкостях. Показано, что причиной коррозии является образование комплексных соединений железа с молекулами воды.

Ключевые слова: кислота, коррозия, комплексные соединения, железо, компаратор, электрод.

1.3. SAFETY OF STORAGE OF SULFURIC ACID

Rakhimov Rustam Khakimovich., doctor of technical Sciences, head of laboratory №1. Institute of materials science, «Physics-sun». Uzbekistan Academy of sciences. E-mail: [email protected]

Yermakov Vladimir Petrovich, senior research associate, laboratory №1. Institute of materials science, «Physics-sun». Uzbeki-stan Academy of sciences. E-mail: [email protected]

Rakhimov Murod Rustamovich, laboratory №1. Institute of materials science, «Physics-sun». Uzbekistan Academy of sciences. E-mail: [email protected]

Rashidov Khurshid Kamoliddinovich, Main technologist «Angrenenergosvetmet», Uzbekistan, E-mail: [email protected]

Latipov Rustam Naimzhanovich, engineer laboratory №1. Institute of materials science, «Physics-sun». Uzbekistan Academy of sciences. E-mail: [email protected]

Rashidov Jfsur Khurshydovich, laboratory №1. Institute of materials science, «Physics-sun». Uzbekistan Academy of sci-ences. E-mail: [email protected]

Abstract: In article results of researches on safety of storage of sulfuric acid are given in iron capacities. It is shown that formation of complex compounds of iron with water molecules is the reason of corrosion.

Index terms: acid, corrosion, complex connections, iron, comparator, electrode.

ВВЕДЕНИЕ

Одной из актуальных проблем является хранение технической серной кислоты. Обычно ее хранят в железных емкостях, так как железо устойчиво к концентрированной серной кислоте. Серная кислота является чрезвычайно гигроскопическим материалом и, поглощая влагу из атмосферы, становится все более разбавленной. Разбавленная серная кислота очень интенсивно реагирует с железом, что дополнительно приводит к ее загрязнению. Кроме того, техническая серная кислота не отличается постоянством состава примесей, которые в значительной мере влияют на ее реакционную активность по отношению в железу. Некоторые из них могут катализировать реакцию взаимодействия. Определить точную концентрацию технической кислоты имеющимися методами является трудоемкой задачей. Предлагаемый нами метод основан на измерении потенциала между железной емкостью и вспомогательным электродом, так как в момент начала взаимодействия серной кислоты с железной емкостью происходит скачкообразное изменение потенциала.

Таким образом, главной научной задачей данной является выбор вспомогательного электрода устойчивого в заданном диапазоне температур и с необходимыми электрофизическими параметрами. Также необходимо обеспечить выделение сигнала о начале взаимодействия серной кислоты с емкостью, в которой она хранится; разработка системы, позволяющей включить светоакустическое устройство и/или устройство для поддержания концентрации серной кислоты на безопасном уровне.

ОСНОВЫ ТЕОРИИ КОРРОЗИИ

Любой коррозионный процесс является многостадийным.

1. Подвод коррозионной среды или отдельных ее компонентов к поверхности металла.

2. Взаимодействие среды с металлом.

3. Полный или частичный отвод продуктов от поверхности металла (в объем жидкости, если среда жидкая).

Большинство металлов (кроме золота, серебра, платины, меди) встречаются в природе в ионном состоянии: оксиды, сульфиды, карбонаты и так далее и называются обычно рудами. Ионное состояние более выгодно, оно характеризуется меньшей внутренней энергией. Это заметно при получении металлов из руд и их коррозии. Поглощенная энергия при восстановлении металла из соедине-

ний свидетельствует о том, что свободный металл обладает более высокой энергией, чем металлическое соединение. Это приводит к тому, что металл, находящийся в контакте с коррозионно-активной средой стремится перейти в энергетически выгодное состояние с меньшим запасом энергии. Первопричиной коррозии металла является термодинамическая неустойчивость металлов в заданной среде.

Классификация коррозионных процессов

По типу разрушений

По типу разрушений коррозия бывает сплошной и местной.

При равномерном распределении коррозионных разрушений по всей поверхности металла коррозию называют равномерной или сплошной . Она не представляет собой опасности для конструкций и аппаратов, особенно в тех случаях, когда потери металлов не превышают технически обоснованных норм. Её последствия могут быть сравнительно легко учтены.

Если же значительная часть поверхности металла свободна от коррозии и последняя сосредоточена на отдельных участках, то ее называют местной. Она гораздо опаснее, хотя потери металла могут быть и небольшими. Её опасность состоит в том, что, снижая прочность отдельных участков, она резко уменьшает надёжность конструкций, сооружений, аппаратов. Местной коррозии благоприятствуют морская вода, растворы солей, в частности галогенидных: хлорид натрия, кальция, магния. Особенно большие неприятности связаны с хлоридом натрия, который разбрасывают в зимнее время на дорогах и тротуарах для удаления снега и льда. В присутствии солей они плавятся, и образующиеся растворы стекают в канализационные трубы. Соли являются активаторами коррозии и приводят к ускоренному разрушению металлов, в частности транспортных средств и подземных коммуникаций. Подсчитано, что в США применение для этой цели солей приводит к потерям на сумму 2 млрд. долларов в год в связи с коррозией двигателей и 0,5 млрд. на дополнительный ремонт дорог, подземных магистралей и мостов. Причина же использования хлорида натрия заключается в его дешевизне. В настоящее время выход лишь один — вовремя убирать снег и вывозить его на свалки. Экономически он белее чем оправдан.

Язвенная (в виде пятен различной величины). точечная, щелевая, контактная, межкристаллическая коррозия — наиболее часто встречающиеся в практике типы местной коррозии. Точечная —

одна из наиболее опасных. Она заключается в образовании сквозных поражений, то есть точечных полостей -питтингов .

Коррозионное растрескивание возникает при одновременном воздействии на металл агрессивной среды и механических напряжений. В металле появляются трещины транскристаллитного характера, которые часто приводят к полному разрушению изделий.

По механизму

По механизму коррозионного процесса различают два основных типа коррозии: химическую и электрохимическую. Строго отделить один вид от другого трудно, а иногда и невозможно.

Под химической коррозией подразумевают взаимодействие металлической поверхности с окружающей средой, не сопровождающееся возникновением электрохимических (электродных) процессов на границе фаз. Она основана на реакции между металлом и агрессивным реагентом. Этот вид коррозии протекает в основном равномерно по всей поверхности металла. В связи с этим химическая коррозия менее опасна, чем электрохимическая.

Примером химической коррозии служат ржавление железа и покрытие патиной бронзы. В промышленном производстве металлы нередко нагреваются до высоких температур. В таких условиях химическая коррозия ускоряется. Многие знают, что на прокатке раскаленных кусков металла образуется окалина. Это типичный продукт химической коррозии.

Установлено, что коррозии железа способствует наличие в нём серы. Античные предметы, изготовленные из железа, устойчивы к коррозии именно благодаря низкому содержанию в этом железе серы. Сера в железе обычно содержится в виде сульфидов FeS и других. В процессе коррозии сульфиды разлагаются с выделением сероводорода h3S, который является катализатором коррозии железа.

Механизм химической коррозии сводится к реактивной диффузии атомов или ионов металла сквозь постепенно утолщающуюся пленку продуктов коррозии (например, окалины) и встречной диффузии атомов или ионов кислорода. По современным воззрениям этот процесс имеет ионно-электронный механизм, аналогичный процессам электропроводности в ионных кристаллах.

Особенно разнообразные процессы химической коррозии встречаются в различных производствах.

В атмосфере водорода, метана и других углеводородов, оксида углерода (II), сероводорода, хлора, в среде кислот, а также в расплавах солей и других веществ протекают специфические реакции с вовлечением материала аппаратов и агрегатов, в которых осуществляется химический процесс. Задача специалистов при конструировании реактора -подобрать металл или сплав, который был бы наиболее устойчив к компонентам химического процесса.

Практически наиболее важным видом химической коррозии является взаимодействие металла при высоких температурах с кислородом и другими газообразными активными средами SO2 галогены, водяные пары, Ш). Подобные процессы химической коррозии металлов при повышенных температурах носят также название газовой коррозии. Многие ответственные детали инженерных конструкций сильно разрушаются от газовой коррозии (лопатки газовых турбин, сопла ракетных двигателей, элементы электронагревателей, колосники, арматура печей). Большие потери от газовой коррозии (угар металла) несет металлургическая промышленность. Стойкость против газовой коррозии повышается при введении в состав сплава различных добавок (хрома, алюминия, кремния). Добавки алюминия, бериллия и магния к меди повышают ее сопротивление газовой коррозии в окислительных средах. Для защиты железных и стальных изделий от газовой коррозии поверхность изделия покрывают алюминием (алитирова-ние).

Под электрохимической коррозией подразумевают процесс взаимодействия металлов с электролитами в виде водных растворов, реже с неводными электролитами, например, с некоторыми органическими электропроводными соединениями или безводными расплавами солей при повышенных температурах.

Рассмотрим схему этого процесса. Сложность его заключается в том, что на одной и той же поверхности происходят одновременно два процесса, противоположные по своему химическому смыслу: окисление металла и восстановление окислителя. Оба процесса должны протекать сопряженно, чтобы сохранялось равенство числа электронов, отдаваемых металлом и присоединяющихся к окислителю в единицу времени. Только в этом случае может наступить стационарное состояние. По такому принципу протекают, например, взаимодействие металла с кислотами:

гп + 2НС1 = гп +2С1 +н

Электрохимическая коррозия часто связана с наличием в металле случайных примесей или специально введенных легирующих добавок.

Многие химики в своё время были озадачены тем, что иногда реакция

2п + Н2 SO4 = ZпSO4 + Н2 не протекает. Было выяснено, что в такой ситуации в раствор нужно добавить немного сульфата меди (II) (медного купороса). В этом случае на поверхности цинка выделится медь

CaSO 4 + гп = ZnSO 4 + Си и водород начнёт бурно выделяться. При объяснении данного явления в 1830 году швейцарским химиком А. де-ля Ривом была создана первая электрохимическая теория коррозии.

В 1800 году, вскоре после открытия итальянцем Л. Гальвани электрохимического явления, его соотечественник А. Вольта сконструировал источник электрического тока — гальванический элемент, что открыло человечеству эру электричества. В одном из вариантов источник состоял из чередующихся медных и цинковых дисков, разделенных пористым материалом и пропитанных раствором соли. В зависимости от числа дисков получается ток различной силы. При осаждении на поверхности цинка металлической меди получается короткоза-мкнутый элемент. В нём цинк является анодом, а медь — катодом. Поскольку медь находится в контакте с цинком и оба эти металла окружены раствором электролита, гальванический элемент является «включенным». Цинк в виде иона гп 2+ переходит в раствор серной кислоты, а оставшиеся от каждого атома два электрона перетекают на более электроположительный металл — медь: гп = гп 2+ + 2е —

К медному аноду подходят ионы водорода, принимают электроны и превращаются в атомы водорода, а затем и в молекулы водорода: Н + + е (Си) = Н 2Н = Н2

Таким образом, потоки движения ионов разделены и при избытке кислоты процесс протекает до тех пор, пока не растворится весь цинк.

Итак, процессы электрохимической коррозии протекают по законам электрохимической кинетики, когда общая реакция взаимодействия может быть разделена на следующие, в значительной степени самостоятельные, электродные процессы:

— анодный процесс — переход металла в раствор в виде ионов (в водных растворах, обычно гидрати-

рованных) с оставлением эквивалентного количества электронов в металле;

— катодный процесс — ассимиляция появившихся в металле избыточных электронов деполяризаторами.

Различают коррозию с водородной, кислородной или окислительной деполяризацией. При наличии в растворе газообразного кислорода и невозможностью протекания процесса коррозии с водородной деполяризацией основную роль деполяризатора исполняет кислород. Коррозионные процессы, у которых катодная деполяризация осуществляется растворенным в электролите кислородом, называют процессами коррозии металлов с кислородной деполяризацией. Это наиболее распространенный тип коррозии металла в воде, в нейтральных и даже в слабокислых солевых растворах, в морской воде, в земле, в атмосфере воздуха.

Общая схема кислородной деполяризации сводится к восстановлению молекулярного кислорода до иона гидроокисла.

Коррозия металла с кислородной деполяризацией в большинстве практических случаев происходит в электролитах, соприкасающихся с атмосферой, парциальное давление кислорода в которой равно 0,21 атм.

Каждый процесс с кислородной деполяризацией включает следующие последовательные стадии.

1. Растворение кислорода в электролите.

2. Транспортировка растворенного кислорода в растворе электролита (за счет диффузии или перемешивания).

3. Перенос кислорода в результате движения электролита.

4. Перенос кислорода в диффузионном слое электролита или в пленке продуктов коррозии металла к катодным участкам поверхности.

5. Ионизация кислорода:

В реальных условиях коррозии металла наиболее затрудненными стадиями процесса являются:

1. Реакция ионизации кислорода на катоде. Возникающую при этом поляризацию называют перенапряжением кислорода. Говорят, что процесс идет с кинетическим контролем.

2. Диффузия кислорода к катоду, либо перенапряжение диффузии. В этом случае, говорят, что процесс идет с диффузионным контролем.

Возможны случаи, когда обе стадии — ионизация кислорода и диффузия кислорода оказывают вли-

яние на процесс. Тогда говорят, о кинетически-диффузионном контроле.

Сущность первой электрохимической теории состояла в том, что примеси в металлах создают микрогальванические элементы, в которых происходит перетекание электронов от анодных участков к катодным. Поскольку катодный и анодный процессы разделены на поверхности, то разделены и противоположные потоки ионов, атомов и молекул. Разделенные потоки не мешают друг другу, и по этой причине процесс коррозии протекает быстрее, чем в случае микрогальванических элементов.

Конечно, в настоящее время теории электрохимической коррозии выглядят гораздо более совершенными. Они основаны на многочисленных экспериментальных фактах и выражены в математической форме.

Различают следующие типы электрохимической коррозии, имеющие наиболее важное практическое значение.

1. Коррозия в электролитах. К этому типу относятся коррозия в природных водах (морской и пресной), а также различные виды коррозии в жидких средах. В зависимости от характера среды различают:

а) кислотную;

б) щелочную;

в) солевую;

г) морскую коррозию.

По условиям воздействия жидкой среды на металл этот тип коррозии также характеризуется как:

— коррозия при полном погружении;

— при неполном погружении;

— при переменном погружении.

Каждый из этих подтипов имеет свои характерные особенности.

2 . Почвенная (грунтовая, подземная) коррозия — воздействие на металл грунта, который в коррозионном отношении должен рассматриваться как своеобразный электролит. Характерной особенностью подземной электрохимической коррозии является большое различие в скорости доставки кислорода (основной деполяризатор) к поверхности подземных конструкций в разных почвах (в десятки тысяч раз). Значительную роль при коррозии в почве играет образование и функционирование макрокоррозионных пар вследствие неравномерной аэрации отдельных участков конструкции, а также наличие в земле блуждающих токов. В ряде случаев на скорость электрохимической коррозии

в подземных условиях оказывает существенное влияние также развитие биологических процессов в почве.

3. Атмосферная коррозия — коррозия металлов в условиях атмосферы, а также любого влажного газа; наблюдается под конденсационными видимыми слоями влаги на поверхности металла (мокрая атмосферная коррозия ) или под тончайшими невидимыми адсорбционными слоями влаги ( влажная атмосферная коррозия ). Особенностью атмосферной коррозии является сильная зависимость ее скорости и механизма от толщины слоя влаги на поверхности металла или степени увлажнения образовавшихся продуктов коррозии.

4. Коррозия в условиях механического воздействия. Этому типу разрушения подвергаются многочисленные инженерные сооружения, работающие как в жидких электролитах, так и в атмосферных и подземных условиях. Наиболее типичными видами подобного разрушения являются:

— Коррозионное растрескивание. При этом характерно образование трещин, которые могут распространяться не только межкристально, но также и транскристально. Примером подобного разрушения является щелочная хрупкость котлов, сезонное растрескивание латуней, а также растрескивание некоторых конструкционных высокопрочных сплавов.

— Коррозионная усталость, вызываемая воздействием коррозионной среды и знакопеременных или пульсирующих механических напряжений. Этот вид разрушения также характеризуется образованием меж- и транскристаллитных трещин. Разрушения металлов от коррозионной усталости встречаются при эксплуатации различных инженерных конструкций (валов гребных винтов, рессор автомобилей, канатов, штанг глубинных насосов, охлаждаемых валков прокатных станов и др.).

— Коррозионная кавитация, являющаяся обычно следствием энергичного механического воздействия коррозионной среды на поверхность металла. Подобное коррозионно-механическое воздействие может приводить к весьма сильным местным разрушениям металлических конструкций (например, для гребных винтов морских судов). Механизм разрушения от коррозионной кавитации близок к разрушению от поверхностной коррозионной усталости.

— Коррозионная эрозия, вызываемая механическим истирающим воздействием другого твердого тела при наличии коррозионной среды или непосредственным истирающим действием самой кор-

розионной среды. Это явление иногда называют также коррозионным истиранием или фреттинг-коррозией.

МЕТОДЫ ЗАЩИТЫ ОТ КОРРОЗИИ

Проблема защиты металлов от коррозии возникла почти в самом начале их использования. Люди пытались защитить металлы от атмосферного воздействия с помощью жира, масел, а позднее и покрытием другими металлами и, прежде всего, легкоплавким оловом. В трудах древнегреческого историка Геродота (V век до нашей эры) уже имеется упоминание о применении олова для защиты железа от коррозии

Задачей химиков было и остается выяснение сущности явлений коррозии, разработка мер, препятствующих или замедляющих её протекание. Коррозия металлов осуществляется в соответствии с законами природы и поэтому ее нельзя полностью устранить, а можно лишь замедлить.

В зависимости от характера коррозии и условий ее протекания применяются различные методы защиты. Выбор того или иного способа определяется его эффективностью в данном конкретном случае, а также экономической целесообразностью. Легирование

Имеется способ уменьшения коррозии металлов, который строго нельзя отнести к защите. Этим способом является получение сплавов, которое называется легирование. В настоящее время создано большое число нержавеющих сталей путем присадок к железу никеля, хрома, кобальта и др. Такие стали, действительно, не покрываются ржавчиной, но их поверхностная коррозия имеет место, хотя и с малой скоростью. Оказалось, что при использовании легирующих добавок коррозионная стойкость меняется скачкообразно. Установлено правило, названное правилом Таммана, согласно которому резкое повышение устойчивости к коррозии железа наблюдается при введении легирующей добавки в количестве 1/8 атомной доли, то есть один атом легирующей добавки приходится на восемь атомов железа. Считается, что при таком соотношении атомов происходит их упорядоченное расположение в кристаллической решетке твердого раствора, что и затрудняет коррозию.

Защитные пленки

Одним из наиболее распространенных способов защиты металлов от коррозии является нанесение на их поверхность защитных пленок: лака, краски, эмали, других металлов. Лакокрасочные покрытия

наиболее доступны для широкого круга людей. Лаки и краски обладают низкой газо- и паропро-ницаемостью, водоотталкивающими свойствами, поэтому они препятствуют доступу к поверхности металла воды, кислорода и содержащихся в атмосфере агрессивных компонентов. Покрытие поверхности металла лакокрасочным слоем не исключает коррозию, а служит для нее лишь преградой, а значит, лишь тормозит процесс коррозии. Именно поэтому важное значение имеет качество покрытия — толщина слоя, пористость, равномерность, проницаемость, способность набухать в воде, прочность сцепления (адгезия). Качество покрытия зависит от тщательности подготовки поверхности и способа нанесения защитного слоя. Окалина и ржавчина должны быть удалены с поверхности покрываемого металла. В противном случае они будут препятствовать хорошей адгезии покрытия с поверхностью металла. Низкое качество покрытия нередко связано с повышенной пористостью. Часто она возникает в процессе формирования защитного слоя в результате испарения растворителя и удаления продуктов отверждения и деструкции (при старении пленки). Поэтому обычно рекомендуют наносить не один толстый слой, а несколько тонких слоев покрытия. Во многих случаях увеличение толщины покрытия приводит к ослаблению адгезии защитного слоя с металлом. Большой вред наносят воздушные полости, пузыри. Они образуются при низком качестве выполнения операции нанесения покрытия.

Для снижения смачиваемости водой лакокрасочные покрытия иногда, в свою очередь, защищают восковыми составами или кремнийорганическими соединениями. PbCrO4. ZnCrO4 ).

Грунтовки и фосфатирование

Часто под лакокрасочный слой наносят грунтовки. Пигменты, входящие в ее состав, также должны

обладать ингибиторными свойствами. Проходя через слой грунтовки, вода растворяет некоторое количество пигмента и становится менее коррози-онноактивной. Среди пигментов, рекомендуемых для грунтов, наиболее эффективным признан свинцовый сурик РЬ304 .

Вместо грунтовки иногда проводят фосфатирова-ние поверхности металла. Для этого на чистую поверхность кистью или распылителем наносят растворы ортофосфатов железа (III), марганца (II) или цинка (II), содержащих и саму ортофосфорную кислоту Н3Р04 . В заводских условиях фосфатирова-ние ведут при 99-970С в течение 30-90 минут. В образование фосфатного покрытия вносят вклад металл, растворяющийся в фосфатирующейся смеси, и оставшиеся на его поверхности оксиды.

Для фосфатирования поверхности стальных изделий разработано несколько различных препаратов. Большинство из них состоят из смеси фосфатов марганца и железа. Возможно, наиболее распространенным препаратом является «мажеф» -смесь дигидрофосфатов марганца Мп(Н2Р04)2. железа Fe(h3PO4)2 и свободной фосфорной кислоты. Название препарата состоит из первых букв компонентов смеси. По внешнему виду мажеф — это мелкокристаллический порошок белого цвета с соотношением между марганцем и железом от 10:1 до 15:1. Он состоит из 46-52% Р205; не менее 14% Мп; 0,3-3% Fe. При фосфатировании мажефом стальное изделие помещается в его раствор, нагретый примерно до ста градусов. В растворе происходит растворение с поверхности железа с выделением водорода, а на поверхности образуется плотный, прочный и малорастворимый в воде защитный слой фосфатов марганца и железа серо-черного цвета. При достижении толщины слоя определенной величины дальнейшее растворение железа прекращается. Пленка фосфатов защищает поверхность изделия от атмосферных осадков, но мало эффективна от растворов солей и даже слабых растворов кислот. Таким образом, фосфатная пленка может служить лишь грунтом для последовательного нанесения органических защитных и декоративных покрытий — лаков, красок, смол. Процесс фосфатирования длится 40-60 минут. Для его ускорения в раствор вводят 50-70 г/л нитрата цинка. В этом случае время сокращается в 10-12 раз.

Электрохимическая защита

В производственных условиях используют также электрохимический способ — обработку изделий переменным током в растворе фосфата цинка при

плотности тока 4 А/дм2 и напряжении 20В и при температуре 60-700С. Фосфатные покрытия представляют собой сетку плотносцепленных с поверхностью фосфатов металлов. Сами по себе фосфатные покрытия не обеспечивают надежной коррозионной защиты. Преимущественно их используют как основу под окраску, обеспечивающую хорошее сцепление краски с металлом. Кроме того, фосфатный слой уменьшает коррозионные разрушения при образовании царапин или других дефектов.

Силикатные покрытия

Для защиты металлов от коррозии используют стекловидные и фарфоровые эмали, коэффициент теплового расширения которых должен быть близок к таковому для покрываемых металлов. Эмалирование осуществляют нанесением на поверхность изделий водной суспензии или сухим напудриванием. Вначале на очищенную поверхность наносят грунтовочный слой и обжигают его в печи. Далее наносят слой покровной эмали и обжиг повторяют. Наиболее распространены стекловидные эмали — прозрачные или загашенные. Их компонентами являются SiO2 (основная масса), В203.№20,РЬ0. Кроме того, вводят вспомогательные материалы: окислители органических примесей, оксиды, способствующие сцеплению эмали с эмалируемой поверхностью, глушители, красители. Эмалирующий материал получают сплавлением исходных компонентов, измельчением в порошок и добавлением 6-10% глины. Эмалевые покрытия в основном наносят на сталь, а также на чугун, медь, латунь и алюминий.

Эмали обладают высокими защитными свойствами, которые обусловлены их непроницаемостью для воды и воздуха (газов) даже при длительном контакте. Их важным качеством является высокая стойкость при повышенных температурах. К основным недостаткам эмалевых покрытий относят чувствительность к механическим и термическим ударам. При длительной эксплуатации на поверхности эмалевых покрытий может появиться сетка трещин, которая обеспечивает доступ влаги и воздуха к металлу, вследствие чего и начинается коррозия.

Цементные покрытия

Для защиты чугунных и стальных водяных труб от коррозии используют цементные покрытия. Поскольку коэффициенты теплового расширения портландцемента и стали близки, то он довольно широко применяется для этих целей. Недостаток портландцементных покрытий тот же, что и эмале-

вых, — высокая чувствительность к механическим ударам.

Покрытие металлами

Широко распространенным способом защиты металлов от коррозии является покрытие их слоем других металлов. Покрывающие металлы сами корродируют с малой скоростью, так как покрываются плотной оксидной пленкой. Покрывающий слой наносят различными методами:

— горячее покрытие — кратковременное погружение в ванну с расплавленным металлом;

— гальваническое покрытие — электроосаждение из водных растворов электролитов;

— металлизация — напыление;

— диффузионное покрытие — обработка порошками при повышенной температуре в специальном барабане;

— с помощью газофазной реакции, например:

3СгС12 + 2Fe 1000С= 2FeClз + 3Сг (в расплаве с железом).

Имеются и другие методы нанесения металлических покрытий. Например, разновидностью диффузионного способа является погружение изделий в расплав хлорида кальция, в котором растворены наносимые металлы.

В производстве широко используется химическое нанесение металлических покрытий на изделия. Процесс химического металлирования является каталитическим или автокаталитическим, а катализатором является поверхность изделия. Используемый раствор содержит соединение наносимого металла и восстановитель. Поскольку катализатором является поверхность изделия, выделение металла и происходит именно на ней, а не в объеме раствора. В настоящее время разработаны методы химического покрытия металлических изделий никелем, кобальтом, железом, палладием, платиной, медью, золотом, серебром, родием, рутением и некоторыми сплавами на основе этих металлов. В качестве восстановителей используют гипофосфит и боргидрид натрия, формальдегид, гидразин. Естественно, что химическим никелированием можно наносить защитное покрытие не на любой металл.

Металлические покрытия делят на две группы:

— коррозионностойкие;

— протекторные.

Например, для покрытия сплавов на основе железа в первую группу входят никель, серебро, медь, свинец, хром. Они более электроположительны по отношению к железу, то есть в электрохимическом ряду напряжений металлов стоят правее железа. Во вторую группу входят цинк, кадмий,

алюминий. Они более электроотрицательны по отношению к железу.

В повседневной жизни человек чаще всего встречается с покрытиями железа цинком и оловом. Листовое железо, покрытое цинком, называют оцинкованным железом, а покрытое оловом — белой жестью. Первое в больших количествах идет на кровли домов, а второе — на изготовление консервных банок. Впервые способ хранения пищевых продуктов в жестяных банках предложил повар Н.Ф. Аппер в 1810 году. И то, и другое железо получают, главным образом, протягиванием листа железа через расплав соответствующего металла.

Металлические покрытия защищают железо от коррозии при сохранении сплошности. При нарушении же покрывающего слоя коррозия изделия протекает даже более интенсивно, чем без покрытия. Это объясняется работой гальванического элемента железо-металл. Трещины и царапины заполняются влагой, в результате чего образуются растворы, ионные процессы в которых облегчают протекание электрохимического процесса (коррозии).

Ингибиторы

Применение ингибиторов — один из самых эффективных способов борьбы с коррозией металлов в различных агрессивных средах. Ингибиторы -это вещества, способные в малых количествах замедлять протекание химических процессов или останавливать их. Название ингибитор происходит от латинского тЫЬеге, что означает сдерживать, останавливать. Ещё по данным 1980 года, число известных науке ингибиторов составило более пяти тысяч. Ингибиторы дают народному хозяйству немалую экономию.

Ингибирующее воздействие на металлы, прежде всего на сталь, оказывает целый ряд неорганических и органических веществ, которые часто добавляются в среду, вызывающую коррозию. Ингибиторы имеют свойство создавать на поверхности металла очень тонкую пленку, защищающую металл от коррозии.

Ингибиторы в соответствии с Х. Фишером можно сгруппировать следующим образом.

1) Экранирующие, то есть покрывающие поверхность металла тонкой пленкой. Пленка образуется в результате поверхностной адсорбции. При воздействии физических ингибиторов химических реакций не происходит

2) Окислители (пассиваторы) типа хроматов, вызывающие образование на поверхности металла

плотно прилегающего защитного слоя окисей, которые замедляют протекание анодного процесса. Эти слои не очень стойки и при определенных условиях могут подвергаться восстановлению. Эффективность пассиваторов зависит от толщины образующегося защитного слоя и его проводимости;

3) Катодные — повышающие перенапряжение катодного процесса. Они замедляют коррозию в растворах неокисляющих кислот. К таким ингибиторам относятся соли или окислы мышьяка и висмута.

Эффективность действия ингибиторов зависит в основном от условий среды, поэтому универсальных ингибиторов нет. Для их выбора требуется проведение исследований и испытаний.

Наиболее часто применяются следующие ингибиторы: нитрит натрия, добавляемый, например, к холодильным соляным растворам, фосфаты и силикаты натрия, бихромат натрия, различные органические амины, сульфоокись бензила, крахмал, танин и т. п. Поскольку ингибиторы со временем расходуются, они должны добавляться в агрессивную среду периодически. Количество ингибитора, добавляемого в агрессивные среды, невелико. Например, нитрита натрия добавляют в воду в количестве 0,01-0,05%.

Ингибиторы подбираются в зависимости от кислого или щелочного характера среды. Например, часто применяемый в качестве ингибитора нитрит натрия может использоваться в основном в щелочной среде и перестает быть эффективным даже в слабокислых средах.

Применение противокоррозионных защитных покрытий

Для защиты оборудования и строительных конструкций от коррозии в отечественной и зарубежной противокоррозионной технике применяется большой ассортимент различных химически стойких материалов — листовые и пленочные полимерные материалы, бипластмассы, стеклопластики, углеграфитовые, керамические и другие неметаллические химически стойкие материалы.

В настоящее время расширяется применение полимерных материалов, благодаря их ценным физико-химическим показателям, меньшему удельному весу и др.

Большой интерес для применения в противокоррозионной технике представляет новый химически стойкий материал — шлакоситалл .

Значительные запасы и дешевизна исходного сырья — металлургических шлаков — обусловлива-

ют экономическую эффективность производства и применения шлакоситалла.

Шлакоситалл по физико-механическим показателям и химической стойкости не уступает основным кислотоупорным материалам (керамике, каменному литью), широко применяемым в противокоррозионной технике.

Среди многочисленных полимерных материалов, применяемых за рубежом в противокоррозионной технике, значительное место занимают конструкционные пластмассы, а также стеклопластики, получаемые на основе различных синтетических смол и стекловолокнистых наполнителей.

В настоящее время химическая промышленность выпускает значительный ассортимент материалов, обладающих высокой стойкостью к действию различных агрессивных сред. Особое место среди этих материалов занимает полиэтилен . Он инертен во многих кислотах, щелочах и растворителях, теплостоек до температуры +7000С и так далее.

Другими направлениями использования полиэтилена в качестве химически стойкого материала являются порошкообразное напыление и дублирование полиэтилена стеклотканью. Широкое применение полиэтиленовых покрытий объясняется тем, что они, будучи одними из самых дешевых, образуют покрытия с хорошими защитными свойствами. Покрытия легко наносятся на поверхность различными способами, в том числе пневматическим и электростатическим распылением.

Также в противокоррозионной технике особого внимания заслуживают монолитные полы на основе синтетических смол. Высокая механическая прочность, химическая стойкость, декоративный вид — все эти положительные качества делают монолитные полы чрезвычайно перспективными.

Продукция лакокрасочной промышленности находит применение в различных отраслях промышленности и строительства в качестве химически стойких покрытий. Лакокрасочное пленочное покрытие. состоящее из последовательно наносимых на поверхность слоев грунтовки, эмали и лака, применяют для противокоррозионной защиты конструкций зданий и сооружений (ферм, ригелей, балок, колонн, стеновых панелей), а также наружных и внутренних поверхностей емкостного технологического оборудования, трубопроводов, газоходов, воздуховодов вентиляционных систем, которые в процессе эксплуатации не подвергаются механическим воздействиям твердых частиц, входящих в состав среды.

В последнее время большое внимание уделяется получению и применению комбинированных покрытий. поскольку в ряде случаев использование традиционных методов защиты является неэкономичным. В качестве комбинированных покрытий, как правило, используется цинковое покрытие с последующей окраской. При этом цинковое покрытие играет роль грунтовки.

Перспективно применение резин на основе бу-тилкаучука, которые отличаются от резин на других основах повышенной химической стойкостью в кислотах и щелочах, включая концентрированную азотную и серную кислоты. Высокая химическая стойкость резин на основе бутилкаучука позволяет более широко применять их при защите химической аппаратуры.

Данные способы находят широкое применение в промышленности в силу многих своих преимуществ — уменьшения потерь материалов, увеличения толщины покрытия, наносимого за один слой, уменьшения расхода растворителей, улучшение условий производства окрасочных работ и т.д.

СЕРНАЯ КИСЛОТА

Серная кислота — это двухосновная кислота и обладает различными свойствами в зависимости от ее концентрации. Ее коррозионную активность для других материалов, как металлы, живые ткани (например, кожа и плоть) или даже камни, можно в основном приписать ее сильной кислотной природе и в концентрированном виде сильным свойствам дегидратации и окисления. Серная кислота в высокой концентрации может вызвать очень серьезные повреждения при контакте, так как она не только вызывает химический ожог через гидролиз, но и вторичный термический ожог через дегидратацию. Серная кислота обжигает роговицу и может привести к постоянной слепоте, если плеснуть ею в глаза. Таким образом, следует принять серьезные меры безопасности при ее использовании. Более того, она гигроскопична, быстро поглощая водяные пары из воздуха.

Название по IUPAC: Серная кислота.

Другие названия: Купоросное масло.

Идентификаторы. Регистрационный номер CAS 7664-93-9.

Номер в базе данных ChemSpider 1086.

Идентификатор UNII O40UQP6WCF.

Номер ЕС 231-639-5.

UN-номер 1830.

Номер в базе данных KEGG (Киотская энциклопедия генов и геномов) D05963.

Номер в базе данных &ЕВ1 СНЕВ1:26836.

Номер в базе данных ChEMBL CHEMBL572964.

Номер в RTECS (Регистр токсических эффектов химических соединений) WS5600000. Свойства

Молекулярная формула h3SO4 Молярная масса 98,079 г/моль. Внешний вид Прозрачная, бесцветная жидкость без запаха. Плотность 1,84 г/мм3 (жидкость). Точка плавления 10°С, 283 К. Точка кипения 337°С, 610 К (когда серная кислота нагревается выше 300°С, она медленно распадается).1/2) S26 S30 S45. Точка воспламенения. Не воспламеняется.

Допустимый предел воздействия США 15 мг/м3 (мгновенная опасность для жизни и здоровья), 1 мг/м3(средневзвешенная по времени величина), 2 мг/м3 (предел кратковременного воздействия).

Летальная доза 2140 мг/кг (перорально, крысы), летальная концентрация = 25 мг/м3 (вдыхание, крысы).

Связанные соединения. Связанные сильные кислоты. Селеновая кислота. Соляная кислота. Азотная кислота. Хромовая кислота. Связанные соединения: Сернистая кислота. Пероксимоносерная кислота. Триоксид серы. Олеум. Дополнительные данные. Структура и свойства п, ег и т.д.

Термодинамические данные. Фазовое поведение. Твердое состояние, жидкость, газ. Спектральные данные УФ, ИК, ЯМР, МС.

Имея различные химические свойства, серная кислота обладает широким диапазоном применений, в том числе в качестве бытового кислотного канализационного очистителя, электролита в свинцово-кислотных батареях и различных очищающих средств. NaHSO4 + НС1

Электрофильное замещение в ароматическом ряду

Бензол подвергается электрофильному замещению в ароматическом ряду с серной кислотой для образования соответствующих сульфоновых кислот.

РЕЗУЛЬТАТЫ И ОБСУЖДЕНИЕ

Были проведены исследования по выявлению устойчивости металлов к серной кислоте. Для этого образцы помещали в серную кислоту и наблюдали визуально стойкость к коррозии.

ЖЕЛЕЗО

Углеродистая сталь и ковкое железо.

В присутствии воды и кислорода быстро подвергается коррозии:

4Ре+ 2Н20+302 = 2 (Ре203 • Н20).

Ржавчина покрывает металл рыхлым слоем, поэтому не предохраняет его от дальнейшей коррозии вплоть до полного разрушения.04 очень активно растворяет железо.

Высоколегированные стали (содержание легирующих элементов более 10%).

НИКЕЛЬ И ЕГО СПЛАВЫ

Показали низкую устойчивость к серной кислоте.

АЛЮМИНИЙ И ЕГО СПЛАВЫ

Как известно, благодаря защитной окисной пленке стойки к окислительным средам, в том числе к фтору, уксусной кислоте и большинству органических жидкостей, к атмосферной коррозии. Алюминий с содержанием примесей не более 0,5% обладает высокой стойкостью к действию Н2О2. Сильные восстановительные среды и едкие щелочи разрушают алюминий. Алюминий показал устойчивость к действию разбавленной серной кислоты и олеума, но не стоек к серной кислоте средней концентрации.

МЕДЬ И ЕЕ СПЛАВЫ

Сплавы с высоким содержанием меди (бронза) показала устойчивость в горячей разбавленной и холодной концентрированной Н^04.04 ниже 5%. С повышением концентрации наблюдается интенсивная коррозия.

ПЛАТИНА

Обладает высокой устойчивостью и может быть использована в качестве нерастворимого электрода.

Следует сказать, что, исключая благородные металлы, обычные металлы не могут быть использованы в качестве электрода сравнения. Если их активность выше железа, из которого изготовлена емкость для хранения серной кислоты, то они растворяются сами, а если ниже — то растворяется сама емкость.

Было сделано предположение, что растворение оксида железа, образованного при пассивации, происходит благодаря образованию комплексных соединений, в которых в качестве лиганда выступают молекулы воды.

В этом случае, молекулы воды (диполи) концентрируются вокруг положительного железа и во много раз ускоряют его растворение.

Для уточнения данного механизма, добавили в безводную серную кислоту с пассивированным железом, 0,1% сернокислого аммония. В результате начался интенсивный процесс коррозии.

Это обусловлено тем, что ион аммония является сильным лигандом и приводит к активации пассивированного железа.

Таким образом, главным механизмом коррозии железа серной кислотой является образование комплексных соединений железа с различными лигандами, содержащимися в технической серной кислоте, включая и молекулы воды.

Чем выше содержание воды в серной кислоте, тем выше скорость образования комплексных соединений железа, а, следовательно, и скорость коррозии. Это же относится и к другим возможным лигандам, которые могут содержаться в серной кислоте.

В настоящее время проводятся исследования керамических проводящих материалов к технической серной кислоте для их использования в качестве нерастворимого электрода.

УСТРОЙСТВО ДЛЯ БЕЗОПАСНОГО ХРАНЕНИЯ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ.

В результате анализа литературных данных и полученных экспериментальных результатов, определены методы и разработано устройство для безопасного хранения серной кислоты.

Устройство состоит из компаратора и электродов. Одним из электродов является емкость для хранения серной кислоты, а вспомогательный электрод может быть следующих типов:

1. Нерастворимый электрод, например, платина, карбид кремния;

2. Стеклянный электрод;

3. Электрод менее устойчивый к серной кислоте, чем металл емкости для хранения серной кислоты.

Электроды подключаются к компаратору и электрический баланс системы приводится к нулю. Как только начинается процесс коррозии, на входе компаратора появляется сигнал, который способствует включению исполнительного механизма. В свою очередь, исполнительный механизм может быть подключен с светоакустическому устройству, либо к клапану, открывающему доступ к поступлению олеума в емкость с серной кислотой. Благодаря этому, свободная вода, содержащаяся в серной кислоте, взаимодействуя с олеумом, связывается в концентрированную серную кислоту. Комплексные соединения железа, в которых в качестве лигандов выступает вода, разрушаются, потенциал между электродами вновь становится нулевым, так как процесс коррозии прекратился.

Были апробированы все три типа электродов. Во всех случаях, коррозия емкости была полностью исключена.

Список литературы:

1. Краткая химическая энциклопедия под редакцией И.А. Кнуянц и др. — М.: Советская энциклопедия, 19611967, Т.2.

2. Советский энциклопедический словарь. — М.: Советская энциклопедия, 1983.

3. Андреев И.Н. Коррозия металлов и их защита. — Казань: Татарское книжное издательство, 1979.

4. Войтович В.А., Мокеева Л.Н. Биологическая коррозия. — М.: Знание, 1980, № 10.

5. Лукьянов П.М. Краткая история химической промышленности. — М.: Издательство АН СССР, 1959.

6. Теддер Дж., Нехватал А., Джубб А. Промышленная органическая химия. — М.: Мир, 1977.

7. Улиг Г.Г., Реви Р.У. Коррозия и борьба с ней. — Л.: Химия, 1989.

8. Никифоров В.М. Технология металлов и конструкционные материалы. — М.: Высшая школа, 1980.

9./469554/

Космическая реакция помогла найти новый способ синтеза наночастиц гематита для биомедицины

«Считалось, что реакция оксигидроксида железа (ферригидрита) с крепкими растворами серной кислоты приводит к его растворению с образованием сульфата железа, тогда как взаимодействие сильно разбавленных кислот с ферригидритом в течение месяцев или даже лет приводит к образованию микрочастиц различных оксидов железа, таких как гематит. Гематит обладает низкой токсичностью и поэтому перспективен для использования в различных отраслях биомедицины. Мы проводили поиск новых методов синтеза наночастиц и решили провести реакцию ферригидрита с серной кислотой при низкой температуре (-60°С), свойственной поверхности Марса», — рассказывает руководитель проекта по гранту РНФ Евгений Колычев, кандидат химических наук, старший научный сотрудник лаборатории нанобиотехнологий Московского физико-технического института.

Ученые исследовали процессы, которые могли происходить с ферригидритом на Марсе. Для этого в лабораторных условиях при типичной для красной планеты температуре в раствор серной кислоты добавили ферригидрит. Исследователи обнаружили, что вместо растворения с образованием прозрачного раствора сульфата железа образовывался кирпично-красный осадок наночастиц гематита. Стремясь усовершенствовать этот способ синтеза, ученые выяснили, что лучший результат достигается в среде с максимально обезвоживающими способностями — смеси серной кислоты и пятиокиси фосфора.

Ученым удалось продемонстрировать потенциал полученных наночастиц для биомедицинского применения. Так, исследователи показали, что после покрытия частиц полиакриловой кислотой они могут быть использованы для избирательного связывания с патологическими клетками, например с опухолевыми. Также эти частицы, дополнительно меченные флуоресцентным красителем, были успешно использованы как контрастный препарат для оптической томографии органов животных. Дальнейшие исследования ученых будут направлены на усовершенствование и расширение возможностей применения оксида металла в этой сфере.

По мнению авторов статьи, реакция взаимодействия ферригидрита с концентрированными кислотами требует дальнейшего глубокого изучения и в перспективе может помочь в различных отраслях биомедицины, а также может быть использована при поиске новых путей эволюции минералов на других планетах, где концентрированные кислоты могут взаимодействовать с гидратированными оксидами железа, например на Марсе или Венере.

Коррозия металлов в кислотах

Коррозия металла в кислотах – это его разрушение  при взаимодействии с концентрированными или разведенными кислотами. Часто такие разрушения встречаются на химических производствах и других сферах деятельности человека. Слабые кислотные растворы могут создавать даже некоторые продукты питания, и  непокрытый металл, соприкасающийся с ними, будет коррозировать. То, как себя поведет металлический предмет при контакте с кислотой, зависит от его способности пассивироваться. Процесс коррозии металлов в кислотах проходит с выделением водорода.

Рассмотрим более подробно случаи коррозии металла в кислотах разного происхождения.

Коррозия металлов в соляной кислоте

Соляная кислота является очень агрессивной по отношению к металлам. В большей степени это обуславливается содержанием в ней ионов Cl. Даже коррозионно-стойкие стали подвергаются разрушению, когда концентрация кислоты выше среднего. Если же раствор достаточно сильно разбавлен, такие стали коррозии не подвергаются.

Коррозия никеля в серной кислоте не протекает даже в случаях, когда достигается температура кипения. В присутствии трехвалентного железа, хлоридов, других окислителей никель и его сплавы начинают разрушаться.

Низколегированная аустенитная сталь при комнатной температуре и концентрации соляной кислоты в 0,2 – 1% подвергается коррозии со скоростью 24 г/(м2•сут).

Коррозия металлов в органических кислотах

Самой сильной среди органических кислот является уксусная. В яблочной, бензойной, пикриновой, олеиновой, винной, стеариновой кислотах даже при больших температурах (выше 100°С) коррозионно-стойкие стали отличаются высокой устойчивостью. При контакте металлов с муравьиной кислотой образуются питтинги (особенно при увеличении температуры). Глубина их даже больше, чем  в уксусной кислоте.

В органических кислотах высокой устойчивостью обладает алюминий, т.к. на его поверхности присутствует защитная пленка труднорастворимых окислов.

Щавелевая, себациновая, лимонная и молочная кислоты вызывают коррозию сталей только при  больших концентрациях. В них устойчивы хромистые стали с добавками молибдена.

Коррозия металлов в азотной кислоте

Азотная кислота обладает агрессивным воздействием по отношению ко многим металлам.  Малоуглеродистые стали не обладают достаточной устойчивостью в растворах азотной кислоты.  Кроме того, при повышении концентрации HNO3 до 35 – 40% (при данных концентрациях сталь переходит в пассивное состояние) коррозия малоуглеродистых сталей в азотной кислоте увеличивается. При концентрации азотной кислоты близкой к 100% пассивное состояние нарушается. Азотная кислота является окислителем. При коррозии железа  катодными деполяризаторами являются молекулы азотной кислоты и нитрат-ионы. Устойчивость в азотной кислоте хромистых сталей повышается, если в их состав вводить никель и молибден. Коррозионное разрушение сталей в азотной кислоте происходит по границам зерен. На  алюминий слабое влияние оказывают пары азотной кислоты или растворы с концентрацией более  80%. При нормальной температуре алюминий обладает высокой коррозионной стойкостью в азотной кислоте. Скорость коррозии алюминия в азотной кислоте  возрастает при постоянном перемешивании и присутствии в растворе  хлорид-ионов.

Коррозия металлов в серной кислоте

При концентрации серной кислоты около 50 – 55% поверхность железа переходит в пассивное состояние. Далее с повышением температуры и концентрации серной кислоты поверхность железа становится активной (наблюдается коррозия железа в серной кислоте).

В растворах серной кислоты, как и в других кислотах, на скорость коррозии железа большое влияние оказывает природа анионов. Это связано с торможением катодного и анодного процессов и их адсорбцией на поверхности металла.

Я.М. Колотыркин развил представления, что на анодное растворение железа оказывают влияние анионы. Это связано с образование комплекса:

Fe + H2O ↔ Fe(OH)адс. +  H+;

Fe(OH)адс ↔ Fe(OH)адс + e;

Fe(OH)адс + HSO4 →FeSO4 + H2O + e;

Fe(OH)адс +  SO42- → FeSO4 + OH + e;

FeSO4 =  Fe2+ + SO42-.

Из  вышеперечисленных уравнений понятно, что скорость анодного процесса возрастает с увеличением концентрации ионов HSO4 и SO42-. С поверхности железа сульфат ионы вытесняются хлорид ионами, но до определенной концентрации ионов хлора, скорость протекания анодного процесса замедляется.

В 95 – 98% серной кислоте при нормальной температуре хорошей устойчивостью обладают хромистые стали (с содержанием хрома около 17%) с небольшой добавкой молибдена или без него. В таких условиях (при большой концентрации серной кислоты) стоек также алюминий и углеродистые стали. Чистый алюминий (99,5%)  более устойчив в серной кислоте, чем его сплавы, в состав которых не входит медь. Скорость коррозии алюминия в серной кислоте  (и его сплавов) при повышении температуры с 20°С до 98°С  увеличивается с 8 до 24 г/(м2•сут). Коррозионно-стойкие стали в 5-ти или 20-% растворе при температуре кипения серной кислоты устойчивы только в присутствии ингибиторов коррозии.

При обычной температуре  в серной кислоте коррозия меди практически не наблюдается. А при повышении температуры до 100°С процесс разрушения интенсифицируется. В 25% растворе серной кислоты,  повышенном давлении и температуре близкой к 200°С медь быстро разрушается.

Латунь не обладает коррозионной стойкостью в растворах серной кислоты любых концентраций  даже при комнатной температуре. Устойчивость латуней к разрушению в серной кислоте можно только повысить введением в раствор 30% соли CuSO4•5H2O.

Коррозия металлов в фосфорной кислоте

Наибольшей стойкостью к коррозии в фосфорной кислоте отличаются молибденовые стали. Алюминий и его сплавы (в состав которых не входит медь, магний) устойчивы в фосфорной кислоте. При обычной температуре не поддаются также разрушениям хромоникелевые аустенитные стали (в растворах фосфорной кислоты любой концентрации). В  концентрированной технической фосфорной кислоте при температуре не выше 50°С стойки малоуглеродистые стали. Если сталь с 17% хрома поместить в раствор фосфорной кислоты, концентрацией от 1 до 10%, то она будет обладать высокой устойчивостью даже при температуре кипения.

Медь практически не подвергается коррозии в фосфорной кислоте при температуре от 20 до 95°С. Но если в систему вводить окислитель и повышать температуру – скорость коррозии меди в фосфорной кислоте значительно увеличивается. Бронзы и латуни в фосфорной кислоте ведут себя аналогично.

Коррозия металлов во фтористоводородной кислоте

Чугун, малоуглеродистая сталь и железо во фтористоводородной кислоте быстро  разрушаются. В 10-% фтористоводородной кислоте при нормальной температуре обладают хорошей устойчивостью хромистые стали (с содержанием хрома 17%). В 20-% кислоте при температуре до 50°С устойчивы аустенитные высоколегированные стали. Латуни не разрушаются в 40-60-% фтористоводородной кислоте при 20°С.  Магниевые сплавы  устойчивы при температурах до 65°С  в 45-% растворе.

Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа).

Химические свойства меди

Медь (Cu) относится к d-элементам и расположена в IB группе периодической таблицы Д.И.Менделеева. Электронная конфигурация атома меди в основном состоянии записывается виде 1s22s22p63s23p63d104s1 вместо предполагаемой формулы 1s22s22p63s23p63d94s2. Другими словами, в случае атома меди наблюдается так называемый «проскок электрона» с 4s-подуровня на 3d-подуровень. Для меди, кроме нуля, возможны степени окисления +1 и +2. Степень окисления +1 склонна к диспропорционированию и стабильна лишь в нерастворимых соединениях типа CuI, CuCl, Cu2O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, [Cu(NH3)2]Cl и [Cu(NH3)2]OH. Соединения меди в степени окисления +1 не имеют конкретной окраски. Так, оксид меди (I) в зависимости от размеров кристаллов может быть темно-красный (крупные кристаллы) и желтый (мелкие кристаллы), CuCl и CuI —   белыe, а Cu2S — черно-синий. Более химически устойчивой является степень окисления меди, равная +2. Соли, содержащие медь в данной степени окисления, имеют синюю и сине-зеленую окраску.

Медь является очень мягким, ковким и пластичным металлом с высокой электро- и теплопроводностью. Окраска металлической меди красно-розовая. Медь находится в ряду активности металлов правее водорода, т.е. относится к малоактивным металлам.

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

В обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):

с серой

Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400оС образуется сульфид меди (I):

При избытке серы и проведении реакции при температуре более 400оС образуется сульфид меди (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:

Данная реакция протекает при комнатной температуре.

с галогенами

С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal2, где Hal – F, Cl или Br:

Cu + Br2  = CuBr2

В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):

С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.

Взаимодействие со сложными веществами

с кислотами-неокислителями

Кислотами-неокислителями являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это означает, что медь с такими кислотами не реагирует.

с кислотами-окислителями
— концентрированной серной кислотой

С концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с уравнением:

Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO2).

— с разбавленной азотной кислотой

Реакция меди с разбавленной HNO3 приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:

3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

— с концентрированной азотной кислотой

Концентрированная HNO3 легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO3 азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

с оксидами неметаллов

Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO2, NO, N2O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N2:

В случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:

с оксидами металлов

При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 оС может быть получен оксид меди (I):

Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):

с солями металлов

Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:

Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓

Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления +3 до степени окисления +2:

Fe2(SO4)3 + Cu = CuSO4 + 2FeSO4

Cu + 2FeCl3 = CuCl2  + 2FeCl2

Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.

Коррозия меди

Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:

2Cu + H2O + СО2 + О2 = (CuOН)2СO3

В результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).

Химические свойства цинка

Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d104s2. Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)2 обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:

2Zn + H2O + O2 + CO2 → Zn2(OH)2CO3

Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Zn + H2SO4 (20%) → ZnSO4 + H2

Zn + 2HCl  →  ZnCl2 + H2

Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

При температуре 800-900oC (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:

Zn + H2O = ZnO + H2

Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

3Zn + 8HNO3(40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

4Zn +10HNO3(20%) = 4Zn(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O

5Zn + 12HNO3(6%) = 5Zn(NO3)2 + N2↑ + 6H2O

4Zn + 10HNO3(0,5%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.

Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2

Zn + Ba(OH)2 + 2H2O = Ba[Zn(OH)4] + H2

С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:

4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O → 4Na2[Zn(OH)4] + NH3

Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:

Zn + 4NH3·H2O → [Zn(NH3)4](OH)2 + H2↑ + 2H2O

Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:

Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2

Zn + FeSO4 = Fe + ZnSO4

Химические свойства хрома

Хром — элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s 22s 22p 63s 23p63d54s1, т.е. в случае хрома,  также как и в случае атома меди,  наблюдается так называемый «проскок электрона»

Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.

При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Взаимодействие с неметаллами

с кислородом

Раскаленный до температуры более 600 oС порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):

4Cr + 3O2 =ot=> 2Cr2O3

с галогенами

С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 oC соответственно):

2Cr + 3F2 =ot=> 2CrF3

2Cr + 3Cl2 =ot=> 2CrCl3

С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 oC):

2Cr + 3Br2 =ot=> 2CrBr3

с азотом

С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 oС:

2Cr + N2 =ot=> 2CrN

с серой

С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома:

Cr + S  =ot=>  CrS

2Cr + 3S  =ot=>  Cr2S3

С водородом хром не реагирует.

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой

Хром относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает  между раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:

2Cr + 3H2O =ot=>  Cr2O3 + 3H2

Взаимодействие с кислотами

Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:

Cr + 6HNO3(конц.) =to=> Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O

2Cr + 6H2SO4(конц)  =to=> Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N2:

10Cr + 36HNO3(разб) = 10Cr(NO3)3 + 3N2↑ + 18H2O

Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H2 из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2

Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2

При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:

4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O

При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:

Химические свойства железа

Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее 26Fe1s22s22p63s23p63d64s2, то есть железо относится к d-элементам,  поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень. Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH)2 преобладают основные свойства, у оксида Fe2O3 и гидроксида Fe(OH)3 заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей,  а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H2FeO4. Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах.  При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду,  выделяя из нее кислород.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину, имеющую формулу Fe3O4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe2O3. Реакция горения железа имеет вид:

3Fe + 2O2 =to=> Fe3O4

С серой

При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:

Fe + S =to=> FeS

Либо же при избытке серы дисульфид железа:

Fe + 2S =to=> FeS2

С галогенами

Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):

2Fe + 3F2 =to=> 2FeF3 – фторид железа (lll)

2Fe + 3Cl2 =to=> 2FeCl3 – хлорид железа (lll)

2Fe + 3Br2 =to=> 2FeBr3 – бромид железа (lll)

Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:

Fe + I2 =to=> FeI2 – йодид железа (ll)

Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I2 при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O

Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3H2O

С водородом

Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с кислотами
С кислотами-неокислителями

Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H2SO4 (конц.)  и HNO3 любой концентрации):

Fe + H2SO4 (разб.) =  FeSO4 + H2

Fe + 2HCl =  FeCl2 + H2

Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной  и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.

Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.

Взаимодействие с кислотами-окислителями

С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:

2Fe + 6H2SO4 = ot=> Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3 =ot=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Обратите внимание на то,  что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.

Коррозия (ржавление) железа

На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3

С водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры красного каления (>800 оС). т.е.:

Опыты по химии. Железо | Подготовка к ЦТ и ЕГЭ по химии

Взаимодействие железа с концентрированными кислотами

Безводная серная и азотная кислоты пассивируют железо, не реагируют с ним. Однако концентрированные растворы этих кислот растворяют железо. Приготовим две колбы с кусочками железа. Концентрированная азотная кислота бурно реагирует с железом. Продукты реакции – нитрат железа (III) и бурый газ – диоксид азота (IV).

Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O

Концентрированная серная кислота тоже реагирует с железом. Выделяется сернистый газ.

2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O

И в том, и в другом случае происходит окисление железа до степени окисления +III. Даже небольшие количества воды, содержащиеся в концентрированных кислотах, сильно влияют на их свойства. Концентрированные и безводные кислоты – не одно и то же.

Оборудование: колбы, пинцет.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с концентрированными кислотами. Опыт проводится под тягой, так как выделяются ядовитые оксиды азота и оксид серы.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Качественные реакции на железо (II)

Как определить в растворе ионы железа (II)? Возьмем для опытов сульфат железа (II).

  1. Качественная реакция на ион железа (II) – реакция с красной кровяной солью.

Добавим красную кровяную соль ‑ гексацианоферрат калия K3[Fe(CN)6]. (Для определения железа (III) используют желтую кровяную соль K4[Fe(CN)6]). В присутствии ионов железа (II) образуется темно-синий осадок. Это — турнбуллева синь ‑ комплексная соль железа KFe[Fe(CN)6]).

Появление турнбуллевой сини доказывает присутствие в растворе ионов железа (II).

2 К3[Fe(CN)6 ] +3 Fe SO4 = KFe[Fe(CN)6])↓ + 3K2SO4

Турнбуллева синь очень похожа по свойствам на берлинскую лазурь и тоже служила красителем. Названа по имени одного из основателей шотландской фирмы по производству красителей «Артур и Турнбуль».

  1.  Качественная реакция на ион железа (II) – реакция со щелочью.

Реакция со щелочью – еще один способ обнаружения ионов железа (II). Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 — серо-зеленого цвета, гидроксид железа (III) Fe(OH)3 — бурый. Добавим щелочь (NaOH) в колбу с солью железа — образуется серо-зеленый осадок. Значит, в растворе присутствуют ионы железа (II). Образовавшийся осадок – гидроксид железа (II) Fe(OH)2.

Fe SO4 +2 NaOH = Fe(OH)2 ↓ + Na2 SO4

Оборудование: колбы.

Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с растворами щелочей и растворами гексацианоферратов. Не допускать контакта растворов гексацианоферратов с концентрированными кислотами.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Качественные реакции на железо (III)

Ионы железа (III) в растворе можно определить с помощью качественных реакций. Проведем некоторые из них. Возьмем для опыта раствор хлорида железа (III).

  1. Качественная реакция на ион железа (III)– реакция со щелочью.

Если в растворе есть ионы железа (III), образуется гидроксид железа (III) Fe(OH)3. Основание нерастворимо в воде и бурого цвета. (Гидроксид железа (II) Fe(OH)2. – также нерастворим, но серо-зеленого цвета). Бурый осадок указывает на присутствие в исходном растворе ионов железа (III).

FeCl

3 + 3 NaOH = Fe(OH)3 ↓+ 3 NaCl
  1. Качественная реакция на ион железа (III) – реакция с желтой кровяной солью.

Желтая кровяная соль – это гексацианоферрат калия K4[Fe(CN)6]. (Для определения железа (II) используют красную кровяную соль K3[Fe(CN)6]). К порции раствора хлорида железа прильем раствор желтой кровяной соли. Синий осадок берлинской лазури* показывает на присутствие в исходном растворе ионов трехвалентного железа.

3 К4[Fe(CN)6 ] +4 FeCl3 = KFe[Fe(CN)6])↓ + 12 KCl

  1. Качественная реакция на ион железа (III) – реакция с роданидом калия.

Вначале разбавляем испытуемый раствор – иначе не увидим ожидаемой окраски. В присутствии иона железа (III) при добавлении роданида калия образуется вещество красного цвета. Это ‑ роданид железа (III). Роданид от греческого «родеос» — красный.

FeCl3 + 3 КCNS = Fe(CNS)3 + 3 KCl

Берлинская лазурь была получена случайно в начале 18 века в Берлине красильных дел мастером Дисбахом. Дисбах купил у торговца необычный поташ (карбонат калия): раствор этого поташа при добавлении солей железа получался синим. При проверке поташа оказалось, что он был прокален с бычьей кровью. Краска оказалась подходящей для тканей: яркой, устойчивой и недорогой. Вскоре стал известен и рецепт получения краски: поташ сплавляли с высушенной кровью животных и железными опилками. Выщелачиванием такого сплава получали желтую кровяную соль. Сейчас берлинскую лазурь используют для получения печатной краски и подкрашивания полимеров.

Оборудование: колбы, пипетка.

Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с растворами щелочей и растворами гексацианоферратов. Не допускать контакта растворов гексацианоферратов с концентрированными кислотами.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Получение гидроксида железа (II) и взаимодействие его с кислотами

Получим гидроксид железа (II) Fe(OH)2. Для этого воспользуемся реакцией растворимой соли железа (II) со щелочью: соединим сульфат железа (II) и гидроксид калия.

FeSO4 + 2KOH = Fe(OH)2↓ + K2SO4

Образуется серо-зеленый осадок гидроксида железа (II). Вспомним, что гидроксид железа (III) – бурый. По цвету получаемого осадка гидроксида различают соли железа (II) и железа (III). Как подействует кислота на серо-зеленый осадок гидроксида? Добавляем раствор соляной кислоты.

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O

Осадок гидроксида растворяется. Образуется раствор хлорида железа (II).

Оборудование: колба, пипетка.

Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с растворами кислот и щелочей. Избегать попадания кислот и щелочей на кожу и слизистые оболочки.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Получение гидроксида железа (III) и взаимодействие его с кислотами

Получим гидроксид железа (III) Fe(OH)3 взаимодействием растворов хлорида железа (III) FeCl3 и гидроксида калия KOH. Это обычный способ получения нерастворимых оснований – реакция обмена растворимой соли и щелочи.

FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3 ↓+ 3KCl

Выпадает бурый осадок. Это гидроксид железа (III). Как гидроксид реагирует с кислотами? Добавим раствор соляной кислоты.

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

Осадок гидроксида железа растворяется, образуется желтый раствор хлорида железа (III). Реакции обмена с кислотами могут превращать нерастворимые основания в растворимые соли.

Оборудование: колба, пипетка.

Техника безопасности.

Соблюдать правила обращения с растворами кислот и щелочей. Избегать попадания кислот и щелочей на кожу и слизистые оболочки.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Получение железа алюминотермией

Алюминий используется для получения некоторых металлов. Этот метод называется алюминотермией. Метод основан на том, что порошкообразный алюминий при воспламенении восстанавливает оксиды многих металлов. При этом образуется очень чистый, свободный от углерода металл. Получим железо способом алюминотермии. Смесь порошкообразного алюминия и оксидов железа называется термитом. Приготовим термит и подожжем его. При горении термита алюминий восстанавливает железо из его оксида.

Fe2O3 + 2 AI = AI2O3 + 2 Fe

После окончания реакции извлечем железо. Оно образуется на дне тигля в виде отдельных застывших капель. Металл притягивается к магниту.

Оборудование: тигель, ступка, металлическая чашка с песком, щипцы, пробирка, фильтровальная бумага, магнит.

Техника безопасности. Соблюдать правила пожарной безопасности и правила безопасности при работе с нагревательными приборами.

Постановка опыта и текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Роль кислорода в процессе коррозии железа

Коррозия – это разрушение металлов под действием кислорода и воды. Попробуем установить зависимость степени коррозии железа от степени аэрации – то есть от доступа кислорода к поверхности металла. Опустим в пробирки железные гвозди и добавим воды: в первую пробирку – до половины, во вторую и в третью – до верха. В третью пробирку нальем слой растительного масла. Сплошной слой масла блокирует поступление кислорода в толщу воды. Посмотрим, что произошло с гвоздями через некоторое время. Больше всего ржавчины оказалось на гвозде из первой пробирки, этот гвоздь соприкасался и с водой, и с воздухом. Доступ кислорода к поверхности металла был свободным. На гвозде из второй пробирки коррозии меньше, так как железо взаимодействовало только с небольшим количеством растворенного в воде кислорода. Гвоздь из третьей пробирки почти не поржавел. Кислород не мог пройти через слой растительного масла, а без кислорода коррозия не развивается.

4 Fe + 6H2O + 3O2 = 4 Fe(OH)3

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Опыт не опасен.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

 

2 -} $ и $ \ ce {H +} $ довольно низкие. Однако, делая кислоту более концентрированной, смещает равновесие вправо, так что вы получаете часть продуктов.

Что касается того, почему вы получаете смесь железа (II) и железа (III), простой ответ состоит в том, что приведенное выше равновесие не лежит на полностью вправо. $ \ ce {h3SO4} $ изначально не такой уж сильный окислитель.


Более количественно описанную выше окислительно-восстановительную реакцию можно исследовать с использованием стандартных восстановительных потенциалов и уравнения Нернста.\ circ = 10 $, если хотите настоять). Это дает значение $ E = -0,42 \ mathrm {~ V} $ — как и ожидалось, оно менее отрицательное, чем раньше, что соответствует большему значению $ K = \ exp (nFE / RT) $. Тот факт, что это все еще довольно негативно, означает, что есть разница между реальным миром и моим теоретическим подходом. По-видимому, приведенные выше предположения не совсем верны.

Технологии производства сульфата железа и процесс сродства

До сих пор в наших публикациях о сульфате железа мы узнали, что это химическое соединение, которое в основном используется в качестве красителя, при очистке воды, а также в качестве добавки для улучшения почвы для роста растений. как в медицине.Информация о сульфате железа — это отличный ресурс для производителей и других лиц, которые имеют дело с этими приложениями. Хотя они могут разбираться в продуктах сами, часто пользователи не имеют представления о том, как производятся такие химические вещества, как сульфат железа. Этот пост о том, как сульфат железа превращается из сырья в полезное соединение.

Химическая промышленность

Есть несколько способов производства сульфата железа:

  1. Готовится в промышленных масштабах действием серной кислоты на железо (1).Это химическая реакция:

Fe + H 2 SO 4 -> FeSO 4 + H 2

Чтобы уточнить простым языком: соединение железа с серной кислотой вызывает реакцию с образованием сульфата железа и газообразного водорода.

  1. Может образовываться как побочный продукт травления стали.

Травление стали — это обработка, используемая для удаления примесей, ржавчины и окалины с поверхности материала.Во время процессов горячей обработки на поверхности металла образуется оксидный слой (называемый «окалиной» из-за чешуйчатой ​​природы его внешнего вида). Перед большинством процессов холодной прокатки ранее горячекатаная сталь проходит линию травления, чтобы удалить окалину с поверхности и облегчить работу. Чтобы восстановить наилучшую стойкость к коррозии, необходимо удалить поврежденный металлический слой, обнажив полностью легированную поверхность из нержавеющей стали.

Рассол удаляет оксидный слой

Чтобы удалить этот оксидный слой, материал погружают в чан с так называемым «травильным раствором».«Рассол может быть во многих формах. Углеродистые стали с содержанием сплава менее 6% часто травятся в соляной или серной кислоте. Для сталей с более высоким содержанием углерода требуется двухступенчатый процесс травления с использованием дополнительных кислот (например, фосфорной, фтористоводородной и азотной кислоты). (2)

Для производства сульфата железа мы сосредоточимся на травлении стали соляной кислотой. При проведении процесса травления, в котором соляная кислота сочетается со сталью, которая производится из железа, в качестве побочного продукта образуется сульфат железа (см. Уравнение реакции из метода 1).

  1. Он доступен как побочный продукт производства диоксида титана, химического вещества, часто используемого в красках, солнцезащитных кремах и пищевых красителях; по совпадению аналогично использованию сульфата железа.

Сульфатный процесс

В частности, процесс, используемый для создания диоксида титана, называется сульфатным процессом. Это включает растворение ильменита, который представляет собой черный оксид железа-титана, затем образование гидратированного диоксида титана и, наконец, образование безводного диоксида титана.Это химическая реакция:

FeTiO 3 (т) + 2H 2 SO 4 (водн.) -> TiOSO 4 (водн.) + FeSO 4 (водн.) + 2H 2 O (л)

Проще говоря, объединение ильменита с серной кислотой вызывает реакцию с образованием сульфата титанила, сульфата железа и воды. (3)

Составы / Препараты

Короче говоря, сульфат железа доступен в нескольких формах:

  1. Официальные таблетки USP, содержащие 300 мг сульфата железа.
  2. Выпускается в виде пилюль или таблеток, покрытых оболочкой для защиты от влаги. Смешивают соль и глюкозу или лактозу, чтобы защитить таблетку от окисления.
  3. Выпускается в гептагидратном (20% железа) и моногидратном (30% Fe) сортах.
  4. Для более крупных коммерческих или промышленных применений он доступен в грузовиках на водной основе.

Процесс родства для производства сульфата железа

Affinity Chemical производит водный раствор сульфата железа в нашем городе Форт-Смит, штат Арканзас.Как и в случае со всеми производственными процессами Affinity, нашей целью является обеспечение компаунда с учетом как затрат, так и времени. Мы стремимся производить сульфат железа рядом с местами расположения наших клиентов, чтобы снизить их транспортные расходы.

Как правило, мы производим элементы с содержанием железа 5,5% (чаще всего) или 7%, в зависимости от потребностей наших клиентов. Каждую партию после производства мы проверяем на содержание железа, поэтому мы гарантируем, что заказчик получает именно то, что он просил.

В соответствии с нашими взглядами на защиту окружающей среды, наш процесс не приводит к выбросам и отходам.

Ищете более надежного поставщика сульфата железа?

Заинтересованы в покупке сульфата железа у компании, которая использует экологически чистые методы и заботится о своих клиентах? Свяжитесь с нами сегодня!

Список литературы

  1. https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/source/hsdb/465#section=Methods-of-Manufacturing
  2. http: // www.nationalmaterial.com/what-is-steel-pickling/
  3. https://www.essentialchemicalindustry.org/chemicals/titanium-dioxide.html

(PDF) Спецификация системы Fe (II) -Fe (III) -h3SO4-H 2O при 25 и 50 ° C

Андерко А., Ленка М.М., 1997. Расчет электрической проводимости

многокомпонентной водные системы в широком диапазоне концентраций и температур. Ind. Eng. Chem. Res. 36 (5),

1932–1943.

Baes Jr., C.F., Mesmer, R.E., 1976. Гидролиз катионов. Wiley-

Interscience, Нью-Йорк, стр. 370–375.

Багалха, М., Папангелакис, В.Г., 2000. Измерения высокотемпературной проводимости —

для промышленного применения: 2. H

2

SO

4

–Al

2

(SO

4

)

3

решения. Ind. Eng. Chem. Res. 39, 3646–3652.

Барретт, Дж., Хьюз, М.Н., Каравайко, Г.И., Спенсер П.А. (Eds.), 1993.

Виды железа. В: Экстракция металлов бактериальным окислением

минералов. Серия Эллиса Хорвуда по неорганической химии. Эллис

Хорвуд Лимитед, Великобритания.

Батлер, Дж. Н., Когли, Д. Р., 1998. Ионная равновесная растворимость и pH

Расчеты. Джон Вили и сыновья, штат Нью-Йорк, США.

Касас, Дж. М., Альварес, Ф., Сифуэнтес, Л., 2000. Водное определение

растворов серной кислоты и сульфата меди.Chem. Англ. Sci. 55 (24),

6223–6234.

Casas, J.M., Etchart, J.P., Cifuentes, L., 2003. Водное определение мышьяка

в растворах серной кислоты и сульфата меди. AIChE J. 49

(8), 2209–2220.

Casas, JM, Papangelakis, VG, Liu, H., 2005. Характеристики трех химических моделей

на высокотемпературной водной среде Al

2

(SO

4

)

3

MgSO

4

–H

2

SO

4

–H

2

O Система.Ind. Eng. Chem. Res. 44 (9),

2931–2941.

Cifuentes, L., Crisostomo, G., Alvarez, F., Casas, JM, Cifuentes, G.,

1999. Использование электродиализа для разделения и концентрирования

химических соединений в кислой Cu – Fe – As– Sb электролиты. В:

Dutrizac, J.E., Ji, J., Ramanachandran, V. (Eds.), Electrorefining

and Electrowinning of Copper. Четвертая международная конференция,

Медь ’99, т. III. Общество минералов, металлов и материалов,

Warrendale, Пенсильвания, США, стр.479.

Cifuentes, L., Crisóstomo, G., Ibáñez, JP, Casas, JM, Alvarez, F.,

Cifuentes, G., 2002. О электродиализе водного H

2

SO

4

CuSO

4

электролитов с металлическими примесями. J. Membr. Sci. 207,

1–16.

Cifuentes, L., Glasner, R., Crisóstomo, G., Casas, J.M., 2003.

Термодинамика и кинетика электролизера для меди

на основе реактивного электродиализа.Copper 2003 International

Conference, Сантьяго, Чили. 30 ноября — 3 декабря.

Дас, С.К., Кришна, П.Г., 1996. Влияние Fe (II) при электровыделении меди

при более высокой плотности тока. Int. Дж. Майнер. Процесс.

46 (1–2), 91–108.

Драй, М.Дж., Брайсон, А.В., 1988. Прогнозирование окислительно-восстановительного потенциала в

концентрированных растворах сульфата железа. Гидрометаллургия 21, 59–72.

Dutrizac, J.E., Harris, G.B. (Редакторы), 1996. Контроль железа и утилизация.

Второй международный симпозиум по контролю над железом в гидрометаллургии —

lurgy. 20–23 октября, Оттава, Канада.

Дутризак, Дж. Э., Макдональд, Р. Дж. К., 1974. Ион трехвалентного железа в качестве выщелачивающей среды.

. Шахтер. Sci. Англ. 6 (2), 59–96.

Dutrizac, J.E., Monhemius, A.J. (Ред.), 1986. Контроль железа в

Гидрометаллургия. Эллис Хорвуд Лимитед, Англия.

Гренте, И., Плясунов, А., 1997. Об использовании полуэмпирических теорий электролитов

для моделирования химических данных в растворах.

Pure Appl. Chem. 69, 951.

Helgeson, H.C., Kirkham, D.H., Flowers, G.C., 1981. Теоретический прогноз

термодинамического поведения водных электролитов

при высоких давлениях и температурах: IV. Расчет коэффициентов активности

, осмотических коэффициентов и кажущихся моляльных и стандартных относительных парциальных молярных свойств

до 600 ° C и 5 kb. Являюсь. J. Sci. 281

(10), 1249.

Эррера, Л., Руис, П., Агийон, Дж.C., Fehrmann, A., 1989. Новый спектрофотометрический метод

для определения двухвалентного железа в

на присутствие трехвалентного железа. J. Chem. Technol. Biotechnol. 44,

171–181.

Ленгмюр Д., 1997. Геохимия водной среды. Прентис

Холл, США.

Лиде, Р.Д. (ред.), 1999. Справочник по химии и физике, 80-е изд.

CRC Press Inc., Бока-Ратон, Флорида, США.

Linke, W.F., 1958. Растворимость, неорганические и металлоорганические соединения

фунтов, 4-е изд., т. I. D. Van Nostrand Co, Принстон, Нью-Джерси, США.

Маркони П.Ф., Меумер В., Ватистас Н., 1996. Восстановление

стоков травления путем электрохимического окисления железа до хлорида железа.

J. Appl. Электрохим. 26, 693–701.

Накамото К., 1997. Инфракрасные спектры неорганических и координационных

соединений, 5-е изд. Джон Вили, США.

Parkhurst, D.L., 1995. Руководство пользователя PHREEQC — компьютерной программы

для видообразования, пути реакции, адвективного переноса и обратных геохимических расчетов

.Геологическая служба США по водным ресурсам —

Отчет об исследованиях ресурсов

, том. 95-4227. www.brr.cr.usgs.

gov / projects / GWC_coupled / phreeqc.

Питцер К.С., 1991. Коэффициенты активности в растворах электролитов,

Второе издание. CRC, США.

Рафаль, М., Бертольд, Дж. У., Скривнер, Н. К., Гриз, С. Л., 1994. Модели

для растворов электролитов. В: Сандлер С.И. (Ред.), Модели для расчетов термодинамики и фазового равновесия

. Марсель

Dekker, Inc., Нью-Йорк, США, стр. 601. Ch. 7.

Рао, С.Р., Финч, Дж. А., Куюкак, Н., 1995. Окисление железа и железа в

кислых сточных водах минеральных производств — сравнение методов. Шахтер.

англ. 8, 905–911.

Roine, A., 2002. HSC Chemistry for Windows: химическая реакция и программное обеспечение для установления равновесия

с обширной термохимической базой данных.

Руководство пользователя, версия 5.0. Outokumpu Research Oy, информация

Service P.O. Box 60 FIN-28101 PORI, Финляндия.

Рыженко Б.Н., Шапкин А.И., Брызгалин О.В., 1985. Электролитическая

диссоциация сульфатов металлов в водном растворе. Геохим. Int. 22

(8), 5–11.

Senanayake, G., Muir, D.M., 1988. Видообразование и потенциалы восстановления

ионов металлов в концентрированных растворах хлоридов и сульфатов

, относящихся к переработке сульфидов цветных металлов. Металл. Trans., B,

Process Metall. 19Б, 37–45.

Shock, E.L., 1998. Slop98.dat, обновленная термодинамическая база данных

для программы SUPCRT ’92, http: // zonvark.wustl.edu/geopig/.

Сперри, Э., Надь, Дж., 1998. Электролитическая проводимость и удельное сопротивление

измерения, В: Консидайн, Д.М. (Ред.), Process Instruments

and Controls Handbook, 3-е издание. McGraw-Hill, Singapore,

pp. 6.137–6.154.

Штумм В., Морган Дж. Дж., 1996. Водная химия, 3-е изд. Джон

Wiley and Sons, США.

Swash, P.M., Monhemius, A.J., 1994. Гидротермальное осаждение

из водных растворов, содержащих железо (III), арсенат и сульфат.

Международный симпозиум «Гидрометаллургия-94». Учреждение

Горнодобывающая и металлургическая промышленность и Общество химической промышленности.

Чепмен и Холл, Кембридж, Англия, стр. 177–190. 11–15 от

июля.

Тозава К., Сасаки К., 1986. Влияние сосуществующих сульфатов на осаждение оксида железа

из сульфата железа при повышенных температурах

. В: Dutrizac, J.E., Monhemius, A.J. (Ред.), Iron

Control in Metallurgy.Эллис Хорвуд, Чичестер, стр.

454–476.

Tremaine, P.R., Trevani, L.N., Rudolph, W.W., 2004. Кислотно-щелочная

ионизация и комплексообразование металлов в гидротермальных условиях

J.M. Casas et al.

Минералы | Бесплатный полнотекстовый | Сернокислотное выщелачивание измененного ильменита с использованием термической, механической и химической активации

1. Введение

Диоксид титана — один из наиболее важных продуктов неорганического синтеза, который используется в производстве красок, бумаги, пластмасс, пищевых добавок и косметики.При производстве диоксида титана широко используются сульфатный метод, хлоридный метод [1,2,3,4] и фторидный метод выщелачивания ильменитовых руд [5,6,7]. Хлоридный метод используется в промышленных масштабах в Азии и Африке [8]. Этот метод требует значительных затрат энергии на производство соляной кислоты, и в то же время метод характеризуется высокими выбросами газообразных загрязнителей. Сернокислотный метод выщелачивания титансодержащих руд лишен этих недостатков [9,10].В настоящее время объем кислых отходов резко сократился после глубокой модернизации ряда промышленных предприятий с применением сернокислотного выщелачивания титансодержащих руд, и этот метод вновь стал признан наиболее передовым [11,12]. Анализ литературы показывает, что работа по поиску дальнейших способов модернизации этого метода все еще продолжается. Решение этой проблемы осуществляется в трех направлениях с использованием механической, термической и химической активации. Множество работ показали, что механическая активация сырья значительно увеличивает скорость растворения твердых минералов [13,14,15,16,17 , 18].Изменения фазового состава в процессе механического диспергирования в атмосферных условиях наблюдались многими авторами. Например, было высказано предположение, что ильменит постепенно превращался в псевдорутил (Fe 2 Ti 3 O 9 ) в процессе измельчения на воздухе [15,18]. Кроме того, авторы обнаружили, что некоторые зерна ильменита при измельчении превращались в лейкоксен [19]. Был сделан вывод, что измененный ильменит (лейкоксен), расположенный в трещинах и / или на поверхности зерен ильменита, после измельчения сырья существовал в аморфном состоянии.Основными причинами этого эффекта являются образование дефектной кристаллической структуры, окисление двухвалентного железа и увеличение удельной поверхности порошков за счет уменьшения размера частиц руды [20]. в жидких условиях, когда сырье измельчали ​​в серной кислоте и воде [10]. При измельчении в кислой среде образуется большее количество активных центров, образующихся на поверхности частиц, что ускоряет дальнейший процесс выщелачивания.Измельчение сырья в водной среде сделало ильменит более активным, а измельченные образцы показали более низкую энергию активации в процессе выщелачивания. Однако изменения фазового состава сырья при измельчении не наблюдалось [21,22].

Есть много данных по ильменитовым концентратам, не прошедшим лейкоксенизацию. Кроме того, мы видим, что представленные результаты противоречивы, а это означает, что представляет интерес исследование влияния механической активации измененного ильменита на степень извлечения целевого компонента.

Химическая активация сырья растворами серной кислоты также обсуждается сегодня [23,24,25,26]. Влияние концентрации и модуля серной кислоты на разложение ильменита неоднократно исследовалось [9,10,14,17,22,27,28,29,30,31,32,33,34,35,36, 37,38,39]. Степень извлечения титана в раствор увеличивается с увеличением концентрации серной кислоты, и это было впервые обнаружено Ханом [27]. Однако, когда использовались растворы H 2 SO 4 с концентрацией выше 14 M, наблюдался эффект снижения эффективности процесса выщелачивания.Аналогичные результаты были получены авторами при изучении сернокислотного выщелачивания ильменита с составом 51% TiO 2 , 36,8% FeO и 4,97% Fe 2 O 3 [17]. Установлено, что с увеличением концентрации кислоты до 14 М (79,8 мас.%) Скорость процесса возрастает. Однако скорость процесса быстро снижалась при использовании более высоких концентраций H 2 SO 4 . По мнению различных авторов, этот максимум достигается при концентрации серной кислоты 6 M [36], 9 M [10,31], 10 M [9], 15 M [30], 15.5 М [28,34] и 17 М [27]. Этот эффект концентрации серной кислоты авторы объяснили симбатным изменением концентрации ионов водорода в растворах серной кислоты [27]. Хотя, по их данным, максимальное содержание H + было достигнуто намного раньше, когда использовались 11 М растворы серной кислоты. Сообщается о снижении ионизации молекул серной кислоты почти в 1,3 раза в 14 M растворе серной кислоты по сравнению с 11 M H 2 SO 4 [30].Еще раз, оптимальный диапазон концентрации H 2 SO 4 для процесса выщелачивания составлял 14–16 M [37,38]. Эти результаты были получены на основе измерения тепловой мощности процесса выщелачивания, например выделения тепла во время процесса выщелачивания. Следует отметить, что время выщелачивания существенно различается для каждого эксперимента. Кроме того, оптимальный массовый модуль реакционной смеси различен для каждого сернокислотного выщелачивания: H 2 SO 4 : FeTiO 3 = 2.7: 1 [30], H 2 SO 4 : FeTiO 3 = 6: 1 [34] и H 2 SO 4 : FeTiO 3 = 9: 1 [35]. Одним из альтернативных методов выщелачивания титансодержащих материалов является фторидный метод. Существует две основные группы методов обработки руд с использованием соединений фтора, такие как термические и гидрометаллургические методы [40,41]. Последний получает широкое распространение, поскольку этот метод очень перспективен из-за возможности утилизации основных компонентов [7,42,43,44].В настоящее время гидрометаллургические методы переработки различных концентратов находятся на начальной стадии своего развития [5,6,45,46,47]. Наиболее распространенными фторирующими агентами являются F 2 [44], H 2 SiF 6 [47,48] и HF [49,50]. Однако фторид аммония и гидродифторид аммония все чаще используются в неводных («сухих») и гидрометаллургических методах [50,51,52,53,54,55]. Первичная обработка сырья может проводиться при достаточно низких температурах, что приводит к меньшему энергозатрату по сравнению с «сухим» методом.Главный недостаток фторидного метода — большой избыток выщелачивающего реагента. Это требование обусловлено расходом фторид-ионов в реакции с железом (в ильмените), большим количеством отходов в виде пульп и растворов, а также большим количеством технологических стадий по сравнению с сульфатным методом.

Различия в оптимальных условиях сернокислотного выщелачивания титансодержащих руд можно объяснить тем, что получаемые руды из разных месторождений различаются по минералогическому составу и, соответственно, химическим свойствам.

Одним из основных параметров выщелачивания является температура. В ходе исследования термической активации сырья было обнаружено, что степень извлечения титана увеличивается с увеличением температуры в процессе выщелачивания [10,22,32,34,35,56,57,58,59,60, 61,62,63]. Эта зависимость наблюдалась до определенных температур. Согласно [62], степень извлечения титана быстро увеличивалась с ростом температуры и достигла максимума при 160 ° C при выщелачивании титансодержащих материалов.Соль титана подвергается гидролизу в растворе при более высоких температурах, что приводит к уменьшению ее содержания в растворе. При температуре 200 ° C в реакционной смеси образовывались агломераты, которые не выщелачивались. Авторы [62] предполагают, что такие агрегаты являются продуктом полимеризации гидролизных форм титана. Наблюдалось образование агломератов, нерастворимых в серной кислоте (5%) [27,28]. Опыты по выщелачиванию ильменита проводились в кислых растворах более 80% и при температуре 200 ° C.По мнению авторов, такие агломераты не растворимы в концентрированной серной кислоте. Эти агломераты образуются в результате блокировки поверхности частиц непрореагировавшей руды осаждением сульфатов титана и железа. Оптимальными условиями разложения измененного ильменита являются температура 200 ° C и концентрация серной кислоты 88 мас.% [61]. Однако выщелачиванию измененного ильменита посвящено не так много исследований [64]. Поэтому необходимы более детальные исследования в этом направлении.Значения энергий активации являются важными данными для определения механизма процессов выщелачивания. В литературе приводятся совершенно разные значения энергий активации сернокислотного выщелачивания ильменита и его измененной формы. Например, были получены энергии активации в диапазоне 28–48 кДж / моль [63,64,65,66]. Кроме того, следующие значения были получены в различных диапазонах, таких как 75,0 [27], 72,6 [62] и 64,4 кДж / моль [56]. Кроме того, значения энергий активации в диапазоне 52–62 кДж / моль [21 ] и 80–100 кДж / моль [24].По-видимому, такое различие энергий активации можно объяснить различием химического состава исследованных ильменитовых руд. Было бы интересно определить значения энергии активации для сернокислотного выщелачивания измененного ильменита.

Украина обладает огромными запасами ильменита, состоящими из 40 разведанных аллювиальных и первичных рудных месторождений, 16 из которых в настоящее время используются для промышленной добычи и обогащения. Основные запасы руды сосредоточены в Малышевском и Иршанском месторождениях.Самая сложная проблема — переработка измененных ильменитов, таких как ильменит Малышевского месторождения. Обогащение ильменита титаном происходит за счет окисления двухвалентного железа и его вытеснения при длительном выветривании руды (так называемый процесс лейкоксенизации). В таких измененных ильменитах содержание титана в пересчете на диоксид титана может превышать 65 мас.%. Такой химический состав делает такое сырье малопригодным при переработке серной кислоты для производства диоксида титана.Это приводит к низкой степени использования сырья, снижению общей эффективности производства и относительно низкому качеству продукта. Причины низкой эффективности использования модифицированного ильменита можно объяснить наличием рутилового балласта, который практически не растворяется в серной кислоте в промышленных условиях выщелачивания.

Таким образом, настоящая работа направлена ​​на выбор оптимальных условий для сернокислотного выщелачивания измененного ильменита, позволяющих интенсифицировать процесс серного выщелачивания за счет механической, химической и термической активации сырья.

2. Материалы и методы

2.1. Химический состав ильменитового концентрата

В экспериментах использовался ильменитовый концентрат Малышевского месторождения (Украина). Измельчение ильменитового концентрата проводили в барабанной мельнице при комнатной температуре при следующих условиях: масса образца 100 г, масса цилиндрических мелющих тел из циркониевой керамики массой 3 кг и размером 40 × 40 мм, объем контейнера составляла 2 л, скорость вращения составляла 600 об / мин, процесс измельчения был сухим.

Исследования химического состава ильменитового концентрата Малышевского месторождения (Украина) выполнены методом рентгеновского энергодисперсионного анализа. Процентное содержание элементов указано в виде столбцов, которые представляют средние значения полученных результатов для выборки (таблица 1). Установлено, что мольное соотношение Ti / Fe превышает стехиометрическое в 2,4 раза. Этот факт позволяет сделать вывод о значительных изменениях ильменита Малышевского месторождения.
2.2. Экспериментальные методы и процедуры

Микроскопические исследования проводили с использованием оптического микроскопа NU-2 (Carl Zeiss, Йена, Германия) и растрового электронного микроскопа JEOL JSM-6510 с энергодисперсионным спектрометром INCA Energy X-Max.Рентгенофазовый анализ выполняли на дифрактометре PANalytical X’Pert Pro (Almelo, Нидерланды) в монохроматическом Cu-Kα1 излучении с длиной волны Kα1 = 1,54056 Å. Он был оборудован системой линейной коррекции с длинной волной Kα2 = 1,54433 Å (Universite du Maine, Ле-Ман, Франция). Для анализа дифрактограмм использовался пакет программ Match! 2. Это позволило провести качественную (с использованием стандартных кристаллографических баз данных) и количественную (с использованием итерационного метода уточнения Ритвельда) идентификацию дифракционных картин.

Опыты по выщелачиванию проводили при массовом соотношении ильменит: серная кислота = 1: 2, исходная концентрация серной кислоты 50–96 мас.%, Температура 100–200 ° С без перемешивания. После выщелачивания реакционную смесь количественно переносили в мерную колбу, промывая ее 5% -ным раствором серной кислоты для предотвращения гидролиза соединений титана. После этого суспензию фильтровали под вакуумом с использованием фильтров «синяя лента». Содержание титана в фильтрате определяли спектрофотометрически в виде пероксидного комплекса при длине волны 410 нм на спектрофотометре СФ-46.Присутствие железа маскировалось фосфорной кислотой.

Мы рассматривали рутил как балластное вещество из-за его нерастворимости в серной кислоте. Поэтому при расчете степени выщелачивания ильменитового концентрата мы не учитывали рутил. Степень извлечения титана рассчитывалась как отношение количества титана (IV), переведенного в раствор, к его исходному содержанию в ильменитовом концентрате и в составе псевдорутила, псевдобрукита и ильменита, которое составило 45% в расчете на TiO . 2 .

Опыты по сернокислотному выщелачиванию с участием фторид-ионов проводили в лабораторном реакторе высокого давления РВД-2-700 с тефлоновым покрытием при времени обработки 0,5–1 ч без перемешивания. Модульная масса (FeTiO 3 : NaF) варьировалась: (1: 0), (1: 0,25), (1: 0,5), (1: 0,75), (1: 1). Концентрация H 2 SO 4 составляла 85 мас.%, А температура реакции составляла 100 ° C. NaF использовался в качестве фторирующего агента. Содержание титана в фильтрате определяли также спектрофотометрически после того, как суспензию отфильтровали и испарили от следов фторида.Все реактивы, использованные для выщелачивания и химического анализа, были аналитической чистоты (поставщик «Reachem»).

3. Результаты и обсуждение

3.1. Механическая активация сырья
Гистограмма гранулометрического состава ильменита представлена ​​на фиг.1. Наиболее вероятный размер частиц до измельчения составлял 164 мкм (163,8 мкм при полуширине кривой распределения 27,5 мкм). Размер частиц уменьшился после измельчения в течение 2 ч в барабанной мельнице, и наиболее вероятный размер частиц составил 11 мкм (10.8 мкм, при полуширине кривой распределения 2,5 мкм) [67].

Эксперименты проводились с различными фракциями измельченной руды для анализа влияния механической активации ильменитового концентрата на скорость его растворения в серной кислоте. Установлено, что ильменитовый концентрат без измельчения практически не растворяется в 94% -ной серной кислоте даже при повышении температуры до 200 ° С. Кроме того, было установлено, что процесс выщелачивания интенсифицировался и реакционная смесь затвердела через 3 мин после добавления в раствор кислоты порции ильменитового концентрата с фракцией 40 мкм (например, рисунки 4 и 5 в разделе 3.2). Известно, что такое затвердевание объясняется достижением насыщенных концентраций продуктов разложения ильменитовых руд, таких как сульфаты железа и титана.

Как известно, скорость гетерогенного химического процесса прямо пропорциональна удельной поверхности частиц твердого реагента. Реакционная способность частиц руды также может изменяться из-за увеличения степени дефектности ее кристаллической решетки или изменения фазового состава в процессе измельчения.Для определения влияния процесса измельчения на фазовый состав ильменитового концентрата было проведено порошковое рентгеноструктурное исследование. Пробу руды измельчали ​​2 ч. 2 представлена ​​дифрактограмма полученных данных для исходного (недробленого) образца ильменитового концентрата и образца, подвергнутого измельчению в течение 2 ч. Согласно данным на рисунке 2, фазы ильменита FeTiO 3 (PCPDFWIN 00 -071-1140), рутил TiO 2 (00-075-1757) и псевдорутил Fe 2 Ti 3 O 9 (00-019-0635) наблюдались как в исходном образце, так и в материал после шлифовки.Однако относительное содержание этих фаз изменилось после измельчения.

Количественный рентгенофазовый анализ показал, что в исследуемой пробе ильменитового концентрата содержание ильменита (5,3%), рутила (4,5%) и псевдорутила (90,2%).

По мере уменьшения размера частиц содержание ильменита и псевдорутила уменьшалось, а содержание рутила увеличивалось, как показано при количественном анализе дифракционных картин в программе MATCH! 2 с использованием базы данных PCPDFWIN (рис. 3).Содержание ильменита и псевдорутила было снижено до 3,1 и 63,1% соответственно, а содержание рутила увеличилось до 28,7% после измельчения в течение 2 ч (размер частиц 2 TiO 5 (00-041-1432) в 5,1% .Механическая активация измененного ильменита не только оказала положительный эффект на ускорение выщелачивания титановой руды за счет увеличения удельной поверхности и увеличения реакционной способности частиц руды, но и отрицательный эффект за счет увеличение содержания фазы рутила TiO 2 , инертной к кислотному разложению, что видно по результатам исследований.Анализ дифрактограмм образцов измельченного ильменитового концентрата показал, что фазовый состав концентрата претерпел значительные изменения (рисунок 1 и рисунок 3) в процессе измельчения. Установлено, что содержание ильменита и псевдорутила уменьшалось, а рутила увеличивалось с уменьшением размера частиц. Доказана возможность механохимического превращения твердых тел в процессе измельчения, что может быть объяснено разрывом химических связей в местах механической деформации. частиц [15,18].Сделан вывод, что изменение фазового состава ильменитовых руд происходило за счет окисления двухвалентного железа при измельчении:

2FeTiO 3 + 0.5O 2 = 2TiO 2 + Fe 2 O 3

(1)

6FeTiO 3 + 3 / 2O 2 = 2Fe 2 Ti 3 O 9 + Fe 2 O 3

(2)

Оксид железа образуется в обеих реакциях, но этот факт не подтвержден рентгеноструктурными исследованиями.Это объяснили образованием фазы Fe 2 O 3 в аморфной форме, что не позволяет идентифицировать ее наличие по рентгеноструктурному анализу [15]. Наиболее быстрые изменения в составе исследуемого ильменитового концентрата были отмечены в течение первых 30 минут (Рисунок 3). Эти изменения были связаны не с окислительным разложением ильменита, а с разложением псевдорутила. Следовательно, реакции (1) и (2) не могут объяснить всех наблюдаемых изменений в составе ильменитовых руд Малышевского месторождения.Возможность следующих реакций может объяснить причины снижения содержания псевдорутила и образования псевдобрукитов:

Fe 2 Ti 3 O 9 = Fe 2 TiO 5 + 2TiO 2

(3)

Сообщалось, что псевдорутил образуется при измельчении FeTiO 3 на воздухе, но его дальнейшего превращения в псевдобрукит не происходит, хотя реакция (3) термодинамически возможна [15]. В отличие от этих данных, наше исследование показало, что метастабильная фаза Fe 2 Ti 3 O 9 может разрушаться с образованием более стабильных форм Fe 2 TiO 5 и TiO 2 при механической активации.В материальном балансе наблюдалось расхождение с уменьшением содержания псевдорутила на 27%, при этом образовалось всего 5,1% псевдобрукита. Это можно объяснить тем, что большая часть фазы Fe 2 TiO 5 остается в аморфном состоянии, например оксид железа. Процессы получения псевдобрукита не только в результате реакции разложения, но и в результате синтеза с участием Fe 2 O 3 фазу можно описать как [15,18]:

Fe 2 O 3 + TiO 2 = Fe 2 TiO 5

(4)

Fe 2 Ti 3 O 9 + 2Fe 2 O 3 = 3Fe 2 TiO 5

(5)

Известно, что проведение этих реакций с заметной скоростью возможно только при высоких температурах.Поэтому вероятность реализации реакций (4) и (5) в результате механохимической активации довольно мала. Этот вывод хорошо подтверждается полученными экспериментальными данными. Наблюдаемое уменьшение содержания ильменита после 120 мин измельчения составило всего ~ 2%, тогда как количество псевдобрукита составило 5,1%, что было обнаружено методом XRD.

3.2. Влияние концентрации серной кислоты на процесс выщелачивания
Влияние концентрации серной кислоты на выщелачивание титана рассматривалось нами как метод химической активации (интенсификации) разложения ильменитовой руды.Кроме того, неоднократно отмечался необычный характер влияния концентрации серной кислоты на эффективность выщелачивания титана [10,17,22]. На рисунках 4 и 5 показаны результаты наших кинетических исследований с использованием растворов серной кислоты с концентрация 50, 60, 80, 85, 90 и 96 мас.% [68]. Эксперименты проводились в изотермических условиях при температуре 100 ° C. Степень выщелачивания титана рассчитывалась по общему содержанию титана в ильменитовом концентрате.Затвердевание реакционной смеси, наблюдаемое при достижении 15% степени выщелачивания титана (пунктирная линия на рисунках 4 и 5), можно объяснить достижением насыщенных концентраций продуктов разложения ильменитовой руды: сульфатов железа и титана. Установлено, что зависимости X (t) имеют вид выпуклых кривых до концентрации кислоты 85 мас.% И хорошо аппроксимируются прямыми линиями с момента затвердевания реакционной смеси. Кинетические кривые для 90% и 96% кислоты (рис. 5) имели S-образную форму, поскольку кривые были вогнутыми к оси абсцисс.При этом скорость конверсии ильменитового концентрата была ниже по сравнению с данными для 85% -ной кислоты. Такой S-образный характер изменения степени конверсии при обработке материала концентрированной кислотой можно объяснить уменьшением содержания серной кислоты. содержание кислоты и содержание воды одновременно увеличиваются по мере протекания реакции (6).

Fe 2 Ti 3 O 9 + 12H + = 2Fe 3+ + 3TiO 2+ + 6H 2 O

(6)

Кривые X (t) имели максимум при C (H 2 SO 4 ) = 85 мас.%.Снижение степени выщелачивания наблюдалось при проведении процесса с использованием серной кислоты с концентрацией выше 85% масс. (Рисунок 6).

Необходимо определить лимитирующую стадию процесса, чтобы определить возможные пути его оптимизации. Различные уравнения использовались для описания гетерогенных реакций для анализа кинетических данных, представленных выше. Статистическая обработка данных о дисперсионном соотношении Фишера на уровне значимости 0,05 показала, что гипотеза линейности могла быть принята для большинства известных уравнений, но значения их коэффициентов корреляции существенно различались.Наилучшие результаты при описании скорости сернокислотного разложения ильменита были получены с помощью уравнений модели «сжимающейся сферы».

Начальный участок кривой X (t) до образования ила (рис. 7) лучше всего описывается кинетическим уравнением модели «сжимающейся сферы» с лимитирующей стадией химической реакции (R 2 = 0,9866): Наблюдаемые после затвердевания реакционной смеси линейные участки кривых X (t) хорошо описываются уравнением внешней диффузии: где k 1 — константа скорости для кинетического уравнения модели «сжимающейся сферы» с лимитирующей стадией химической реакции, а k 2 — константа скорости для уравнения внешней диффузии.Скорость растворения ильменита будет увеличиваться с разбавлением кислоты, и форма кинетической кривой изменится. Константы скорости извлечения титана из ильменитового концентрата сравнивали с концентрациями кислотных растворов (Рисунок 7). Константы скорости были рассчитаны согласно уравнению (7) для начальных участков кинетических кривых на рисунках 4 и 5.

Было обнаружено, что процесс выщелачивания следует рассматривать как двухстадийный процесс для механизма переработки ильменита. с серной кислотой.Этот процесс выщелачивания описывается уравнениями (7) и (8).

Наблюдаемая константа скорости связана с константой скорости химической реакции (k *) при условии кинетики первого или псевдопервого порядка химической реакции в соответствии с моделью «сжимающейся сферы»: где R 0 — начальный радиус частицы твердого реагента; n 0 — молярная плотность; и C 0 — концентрация реагента в ядре потока жидкой фазы. Зависимость k (C 0 ) должна быть линейной, а наклон этой прямой пропорционален константе скорости химической реакции и обратно пропорционален к размеру частиц твердого реагента в соответствии с этим уравнением.Эта картина хорошо подтверждается данными на Рисунке 8 вплоть до концентрации кислоты 85%.

Константа скорости резко уменьшается при C 0 > 85% и может быть объяснена в рамках модели «сжимающейся сферы» уменьшением в растворе серной кислоты тех частиц, которые непосредственно участвуют в химическом растворении ильменита. . Такими частицами считаются «свободные» ионы водорода. Термин «свободные ионы водорода» используется для упрощения, поскольку следует учитывать его гидратацию и образование ассоциатов в концентрированных растворах, например H 3 O + · HSO 4 .

Очевидно, что C (H + ) 2 SO 4 ) в концентрированных растворах кислот и, следовательно, ионы водорода не могут быть основными участниками процесса реакции. Чтобы проиллюстрировать этот вывод, на основании литературных данных [29] мы рассчитали концентрацию ионов водорода в зависимости от содержания кислоты в растворе и температуры 100 ° C (рис. 8, кривая 2). Согласно этим данным, концентрация ионов водорода быстро снижалась, начиная с 12 М растворов, а эффективность процесса выщелачивания продолжала увеличиваться до C = 85%.Чтобы пояснить данные на рисунке 8, необходимо принять во внимание, что концентрация серной кислоты 85 мас.% Соответствует 50 мол.%. Это означает, что содержание кислоты и воды составляет 1: 1. Доля гидратов H 2 SO 4 · H 2 O в растворе уменьшалась при C> 50 мол.%, А доля негидратированных молекул H 2 SO 4 увеличивалась. Мы должны учитывать, что электронные свойства частиц H 2 SO 4 · H 2 O и H 2 SO 4 различны и определяются разными механизмами.Поэтому наблюдаемые константы скорости следует сравнивать не с концентрацией серной кислоты, а с концентрацией ее гидратированных форм. Как широко известно, серная кислота образует пять гидратов H 2 SO 4 · nH 2 O, где n = 1, 2, 3, 4 и 6,5. Если суммировать его содержание в растворе и сравнить его сумму с концентрацией раствора серной кислоты, мы можем получить график изменения содержания гидратов серной кислоты с максимумом при концентрации раствора 50 мол.% (Рис. ).Скорость выщелачивания хорошо коррелировала с содержанием частиц H 2 SO 4 · nH 2 O в растворе как на линейном участке (где k прямо пропорционально C 0 ), так и в распадающихся сечение при C 0 > 50 мол.%, как видно из сравнения рисунка 8 и рисунка 9. Для подтверждения гипотезы о различии свойств H 2 SO 4 · nH 2 O и H 2 SO 4 , мы выполнили квантово-химические расчеты с использованием программного пакета Gaussian 09W.Расчеты проводились в рамках теории функционала плотности с использованием функционала B3LYP и базового набора атомных функций 6 — 31 + G (d, p) [69,70]. Как показали расчеты, гидраты H 2 SO 4 · H 2 O и H 2 SO 4 · 2H 2 O могут быть представлены в виде координационных соединений [SO (OH) 4 ] 0 и [S (OH) 6 ] 0 , где атомы серы окружены пятью и шестью атомами кислорода соответственно.Устойчивость таких структур позволяет предположить возможность координации молекулы серной кислоты на оксидной поверхности минерального сырья через атом серы (ее эффективный заряд +2,545) с образованием координационных связей вида O 2− ··· S (VI) с участием вакантных d-орбиталей атома серы. Для гидратов серной кислоты при насыщении координационной сферы атома серы более вероятны два способа координации на поверхности твердого реагента: 1) с образованием водородной связи между атомами кислорода на поверхности оксидного минерала. и атомами водорода в H 2 SO 4 · nH 2 O частиц и (или) (ii) с образованием координационных связей между катионами металлов на поверхности оксидного минерала и атомами кислорода в H 2 SO 4 · nH 2 О частиц.Согласно теории переходного состояния, изменение структуры активированного комплекса во время химического превращения обязательно повлияет на его направление и скорость. Таким образом, различная координация молекул серной кислоты и ее гидратов на поверхности оксидного минерала хорошо объясняет экспериментально наблюдаемый факт снижения скорости химического разложения ильменита в высококонцентрированных растворах серной кислоты.
3.3. Химическая активация сырья добавлением NaF

Помимо концентрации серной кислоты, в рамках идеи химической активации процесса, мы также рассмотрели влияние ионов фтора на эффективность кислотного выщелачивания.

Метод фторидного выщелачивания — один из альтернативных и перспективных методов переработки титансодержащих материалов. Представляется интересным исследовать влияние добавления фторид-ионов в реакционную смесь. Как известно, фториды могут активно взаимодействовать с оксидами железа и титана. Фторид натрия использовался в качестве предшественника фторида. Процесс проводился в тефлоновом реакторе с герметично закрытой крышкой для уменьшения потерь фторид-ионов из-за испарения фтороводорода.Эксперименты показали закономерное увеличение скорости выщелачивания с увеличением содержания фторид-ионов. Результаты кинетических исследований представлены на рисунке 10. В начале процесса выщелачивания все кривые сохранили форму выпуклых кривых, а после этого данные стали линейными. Увеличение веса образца фторида натрия приводило к регулярному увеличению степени извлечения титана в раствор, как показано на рисунке 10. Было обнаружено, что добавление фторида натрия к образцу ильменита в массовом соотношении 1: 1 увеличила степень извлечения титана почти в шесть раз после 60 мин выщелачивания.Фотография шлама, полученного при выщелачивании сульфатно-фторидным методом, представлена ​​на рисунке 11. Шлам содержал компоненты ильменитового концентрата, которые не растворялись в серной кислоте в процессе выщелачивания. На поверхности образца были видны отверстия и углубления, что можно объяснить образованием пузырьков газообразного HF. Скорость процесса на границе между такими пузырьками и частицами ильменита можно регулировать как скоростью реакции, так и скоростью диффузии реагента в зону реакции.
3.4. Влияние температуры на процесс выщелачивания
Результаты нашего кинетического исследования в диапазоне температур 100–200 ° C представлены на рисунках 12 и 13. Эксперименты проводились в изотермических условиях с массовым соотношением ильменит: серная кислота. acid = 1: 2 и при исходной концентрации растворов серной кислоты 85 мас.%. Степень выщелачивания титана рассчитывалась как отношение количества титана, переведенного в раствор, к его содержанию в ильменитовом концентрате в виде псевдорутила, псевдобрукита. , и ильменит.Диоксид титана в форме рутила (23,5 мас.%, Рис. 3) рассматривался как балластное вещество из-за его нерастворимости в серной кислоте и поэтому не учитывался в расчетах. Установлено, что все исследованные зависимости X ( t) имели вид выпуклых кривых на начальных участках и эти кривые хорошо аппроксимировались прямыми линиями с момента затвердевания реакционной смеси. Снижение степени извлечения титана наблюдалось на графиках X (t) для 190 и 200 ° C через 150 и 120 мин (Рисунок 13).Аналогичный эффект наблюдался и для неизмененных ильменитов, где также был описан основной компонент FeTiO 3 [14,17,71]. Очевидно, причина снижения степени извлечения титана при 200 ° C была связана не с какими-то индивидуальными химическими свойствами псевдорутила (Fe 2 Ti 3 O 9 ), а со свойствами конечного продукта. (соли сульфата титана) исследуемого процесса. Согласно хорошо известным данным о растворимости сульфатных солей титана (IV) [61], доминирующей формой является соль Ti (SO 4 ) 2 при 200 ° C в 85% -ной кислоте.Эта соль, среди всех известных солей сульфата титана, растворима как в воде, так и в разбавленных растворах кислоты. Такая повышенная растворимость хорошо объясняется быстрым превращением в присутствии воды катиона Ti (IV) в катион титанила TiO 2+ . Следовательно, очевидно, что образование Ti (SO 4 ) 2 не объясняет уменьшение содержания титана в растворе при сернокислотном выщелачивании ильменитового концентрата. Проблема может быть решена путем концентрации серной кислоты, при которой последняя непрерывно снижается из-за ее потребления в реакции и выделения воды во время реакции между псевдорутильной и серной кислотой.Согласно политерме растворимости системы TiO 2 –SO 3 –H 2 O, безводная соль TiOSO 4 становится доминирующей формой в равновесных условиях с уменьшением концентрации кислоты при выщелачивании [61 ]. Эта соль нерастворима не только в концентрированной серной кислоте, но и в ее разбавленных растворах. Таким образом, в процессе выщелачивания при 200 ° C возможно последовательное образование двух солей Ti (SO 4 ) 2 и TiOSO 4 [72].Эти соли могут выпадать в осадок по мере увеличения содержания титана в растворе.

Ионы Ti (IV) относятся к группе катионов с низкой степенью лабильности по химии координационных соединений. Считается, что большой положительный заряд катиона титана и его относительно небольшой радиус увеличивают энергию активации реакции замещения, что снижает скорость обмена внутрисферных лигандов на другие лиганды из внешней среды раствора. Можно предположить, что скорость обмена лигандов в координационной сфере ионов Ti (IV) заметно возрастает при повышении температуры более 190 ° C.Это способствует переходу системы Ti (IV) –H 2 O – H 2 SO 4 из метастабильного состояния в истинно равновесное с образованием малорастворимых полиядерных сульфатных комплексов титана. Таким образом, наблюдаемый эффект снижения степени извлечения титана при 200 ° C хорошо объясняется полимеризацией ионов TiO 2+ с участием мостиковых SO 4 -связей. Температурный диапазон существования соли TiOSO 4 простирается до 140 ° C в соответствии с политермой растворимости системы TiO 2 –SO 3 –H 2 O, и поэтому неясно, почему необратимая полимеризация TiOSO 4 не наблюдается при температурах ниже 200 ° C.Возможное объяснение этого эффекта заключается в том, что полимеризация протекает относительно медленно, и нерастворимая форма TiOSO 4 не успевает образоваться в заметных количествах за 30 мин.

Кроме того, было изучено влияние температуры на процесс выщелачивания титана из рутила при добавлении фторида натрия в раствор серной кислоты. Эксперименты проводились в изотермических условиях в диапазоне температур от 70 до 165 ° C, при мольном соотношении Ti: F = 1: 2 и концентрации H 2 SO 4 85 мас.% (Рисунок 14). .Как видно из рисунка 14, самая высокая степень выщелачивания титана с повышением температуры была достигнута в процессе выщелачивания при 100 ° C. Низкое содержание титана в растворе при 165 ° C можно объяснить тем фактом, что в кислой среде ионы фтора предпочтительно связаны с молекулами HF и, следовательно, быстро испаряются из реакционной смеси. Как известно, при нагревании растворов HF образуется азеотропная смесь с концентрацией HF 37,5% и температурой кипения 109 ° C.Следовательно, повышение температуры выше 100 ° C интенсифицирует процесс испарения HF. Это приводит к снижению концентрации фторид-иона в реакционной смеси.
3.5. Определение энергии активации процесса выщелачивания
Константы скорости k 1 и k 2 были рассчитаны с использованием уравнений (7) и (8) и данных на рисунках 12 и 14. Результаты расчетов показаны на рисунке 15 в координатах уравнения Аррениуса.

Энергии активации рассчитывались по наклону полученных линейных зависимостей lnk (1 / T) (в кДж / моль): 62.8 для первой стадии процесса выщелачивания измененного ильменита, 13,3 для второй стадии и 45,2 для процесса выщелачивания измененного ильменита с добавлением NaF. Влияние фторидов на второй стадии процесса выщелачивания не исследовалось, поскольку в условиях эксперимента не происходило затвердевания реакционной смеси при добавлении фторидов.

Таким образом, интенсификация выщелачивания измененного ильменита возможна при кратковременном измельчении рудного сырья, поддержании концентрации серной кислоты не выше 85 мас.%, Добавлении фторидов в реактор выщелачивания и проведении процесс при температуре не выше 190 ° С.

4. Выводы

Впервые экспериментально доказано, что фазовый состав ильменитового концентрата качественно и количественно изменяется в процессе измельчения. Количественный рентгенофазовый анализ показал содержание ильменита (5,3%), рутила (4,5%) и псевдорутила (90,2%) в исследуемой пробе ильменитового концентрата перед измельчением. Содержание ильменита и псевдорутила снизилось до 3,1 и 63,1% соответственно, а содержание рутила увеличилось до 28.7% и фаза псевдобрукита в количестве 5,1% после измельчения в течение 2 ч. Было обнаружено, что модификация сырья серной кислотой приводила к увеличению скорости разложения и, в то же время, к снижению при утилизации руды из-за увеличения содержания нерастворимого TiO 2 .

Для измененного ильменита впервые показано, что использование растворов серной кислоты с концентрацией более 85 мас.% Приводит к резкому снижению константы скорости процесса сернокислотного выщелачивания титана.Обнаружена линейная зависимость между наблюдаемыми константами скорости химического растворения минерального сырья и концентрацией растворов серной кислоты до концентрации 85 мас.%. Константа скорости резко уменьшается при дальнейшем увеличении концентрации кислоты, что можно объяснить уменьшением содержания в растворе серной кислоты частиц, непосредственно участвующих в химическом растворении ильменита в рамках «сжимающейся сферы». модель.Оптимальная концентрация кислоты для процесса выщелачивания составляет 85 мас.%. Было высказано предположение, что такой реагент в растворах серной кислоты следует рассматривать не только для молекул H 2 SO 4 , но и для его гидратов H 2 SO 4 · nH 2 O, образующих активированные комплексы с другая структура на поверхности растворенных минералов по сравнению с молекулами серной кислоты.

Сначала описывается возможность интенсификации процесса выщелачивания измененного ильменита за счет добавления фторидов.Такая возможность открывает перспективы повышения эффективности переработки измененного ильменита гидрометаллургическим способом. Добавление фторида натрия в образец ильменита, например, в массовом соотношении 1: 1 увеличивало степень извлечения титана почти в шесть раз за 60 мин выщелачивания.

Зависимости X (t) на начальных участках имели вид выпуклых кривых, причем кривые хорошо аппроксимировались прямыми линиями с момента затвердевания реакционной смеси.Проведено кинетическое исследование выщелачивания измененного ильменита в интервале температур 100–200 ° C. Впервые было показано, что эффективность извлечения титана в процессе кислотного выщелачивания измененного ильменита снижалась при температуре выше 190 ° C. Потери титана приблизились к 60% после 180 мин кислотной обработки при 200 ° C. Наблюдаемые закономерности хорошо объясняются образованием нерастворимого в кислотах полимера TiOSO 4 .

Модель «сжимающейся сферы» хорошо подходит для моделирования сернокислотного выщелачивания измененного ильменита.Как было доказано, кислотную переработку ильменитового концентрата следует рассматривать как двухстадийный процесс. Энергия активации составляла 62,5 кДж / моль на титан на первой стадии процесса и 13,5 кДж / моль на титан на второй стадии сернокислотного выщелачивания измененного ильменита. Добавление NaF в реакционную смесь позволило снизить энергию активации до 45 кДж / моль, что позволило рассматривать фторид натрия как активатор рудного сырья при сернокислотном выщелачивании.

Определены оптимальные условия выщелачивания измененного ильменита. Концентрация серной кислоты не должна превышать 85 мас.%, Температура процесса должна быть менее 190 ° C, а добавление фторида натрия к реакционной смеси в массовом соотношении должно быть Ti: F = 1: 1.

% PDF-1.4 % 101 0 объект > эндобдж xref 101 72 0000000016 00000 н. 0000001790 00000 н. 0000002557 00000 н. 0000002796 00000 н. 0000002969 00000 н. 0000003185 00000 п. 0000006557 00000 н. 0000006915 00000 н. 0000007183 00000 н. 0000007566 00000 н. 0000008216 00000 н. 0000008610 00000 п. 0000008897 00000 н. 0000009228 00000 п. 0000010331 00000 п. 0000010808 00000 п. 0000010950 00000 п. 0000011473 00000 п. 0000011870 00000 п. 0000012407 00000 п. 0000012790 00000 п. 0000013087 00000 п. 0000016941 00000 п. 0000017014 00000 п. 0000017469 00000 п. 0000023493 00000 п. 0000023692 00000 п. 0000023963 00000 п. 0000024209 00000 п. 0000024499 00000 п. 0000024839 00000 п. 0000024906 00000 п. 0000025146 00000 п. 0000025342 00000 п. 0000025633 00000 п. 0000026013 00000 п. 0000026276 00000 п. 0000026378 00000 п. 0000026741 00000 п. 0000027457 00000 п. 0000027758 00000 п. 0000027781 00000 п. 0000028127 00000 п. 0000028467 00000 п. 0000028726 00000 п. 0000028843 00000 п. 0000029847 00000 п. 0000031002 00000 п. 0000031025 00000 п. 0000032182 00000 п. 0000032204 00000 п. 0000033281 00000 п. 0000033304 00000 п. 0000034507 00000 п. 0000034530 00000 п. 0000034777 00000 п. 0000034972 00000 п. 0000035263 00000 п. 0000035337 00000 п. 0000035591 00000 п. 0000036694 00000 п. 0000036717 00000 п. 0000036898 00000 п. 0000037142 00000 п. 0000038239 00000 п. 0000038262 00000 п. 0000039411 00000 п. 0000039434 00000 п. 0000039513 00000 п. 0000040415 00000 п. 0000001885 00000 н. 0000002535 00000 н. трейлер ] >> startxref 0 %% EOF 102 0 объект > эндобдж 171 0 объект > транслировать Hb«e«e`g`p Ȁ

Реакции кислот с металлами — Кислоты, щелочи и соли — AQA — GCSE Chemistry (Single Science) Revision — AQA

Кислоты принимают участие в реакциях, в которых образуются соли .В этих реакциях ионы водорода в кислотах заменяются ионами металлов.

Реакции кислот с металлами

Когда кислоты реагируют с металлами, продуктами являются соль и водород. Обычно:

Кислота + металл → соль + водород

Например:

Соляная кислота + магний → хлорид магния + водород

2HCl (водн.) + Mg (s) → MgCl 2 (водн.) + H 2 (г)

Цинк и железо также реагируют с соляной кислотой.

Магний, цинк и железо также реагируют с серной кислотой. Продукты представляют собой соль (в данном случае сульфат) и водород. Например:

серная кислота + железо → сульфат железа (II) + водород

H 2 SO 4 (водн.) + Fe (s) → FeSO 4 (водн.) + H 2 (г )

Вопрос

Назовите два продукта реакции цинка с соляной кислотой.

Показать ответ

Продукция — хлорид цинка и водород.

Вопрос

Назовите продукты реакции между цинком и серной кислотой и напишите уравнение реакции.

Показать ответ

Продукты — сульфат цинка и водород.

H 2 SO 4 (вод.) + Zn (s) → ZnSO 4 (вод.) + H 2 (г)

Объяснение реакций кислот с металлами — Высшее

реакции кислот с металлами — это окислительно-восстановительные реакции.Например, ионное уравнение реакции магния с соляной кислотой:

2H + (водн.) + Mg (s) → Mg 2+ (водн.) + H 2 (g)

Это ионное уравнение можно разделить на два полууравнения:

  • Mg (s) → Mg 2+ (водн.) + 2e (окисление)
  • 2H + (водн.) + 2e → H 2 (г) (восстановление)

Обратите внимание, что:

Восстановление и окисление происходят одновременно, поэтому реакции называются окислительно-восстановительными реакциями.

Вопрос

Используйте полууравнения, чтобы объяснить, почему реакция цинка с серной кислотой является окислительно-восстановительной.

Показать ответ

Два полууравнения:

  • Zn (s) → Zn 2+ (водн.) + 2e
  • 2H + (водн.) + 2e → H 2 (g)

Атомы цинка теряют электроны, поэтому они окисляются. Ионы водорода приобретают электроны, поэтому они восстанавливаются. Поскольку восстановление и окисление происходят одновременно, реакция является окислительно-восстановительной.

Формы загрязнения

Дренаж кислотных шахт: химия
Кислотный дренаж шахт воздействует на ручьи и речные экосистемы из-за кислотности, осаждения ионов трехвалентного железа (Fe 3+ ), истощения запасов кислорода и высвобождения тяжелых металлов, связанных с добыча угля и металлов, таких как алюминий (Al 3+ ), цинк (Zn 2+ ) и марганец (Mn 2+ ).

При разработке месторождений полезных ископаемых, содержащих сульфиды, они имеют потенциал производить кислотный дренаж шахт.Это включает добычу уголь, медь, золото, серебро, цинк, свинец и уран. Минеральный пирит, чаще известное как «золото дураков» — это дисульфид железа (FeS 2 ). Пирит — один из самых важных сульфидов, обнаруженных в пустой породе мины. Под воздействием воды и кислорода он может реагировать с образованием серной кислоты (H 2 SO 4 ). Следующие ниже реакции окисления и восстановления выражают распад пирит, который приводит к дренажу кислых рудников.

1 . 2ФЕС 2 + 7O 2 + 2H 2 O -> 2FeSO 4 + 2H 2 SO 4

2 . 2Fe 2+ + 1/2 O 2 + 2H + -> 2Fe 3+ + H 2 O

3 . Fe 3+ + 3H 2 O -> Fe (OH) 3 + 3H +

4 . FeS 2 (с) + 15/4 O 2 + 7/2 H 2 O <--> 4H + + 2SO 4 + Fe (OH) 3 (т)

Производство кислотного дренажа шахт может происходить еще долго после того, как шахты были бросают, если груды пустой породы контактируют с воздухом и водой.Красный цвет часто в ручьях, принимающих дренаж кислой шахты, на самом деле является пятно на скалах, называемое «Yellow-Boy» или гидроксид железа (Fe (OH) 3 ) образовался во время реакции 3, описанной выше.

Уравнение 4 показывает, что за счет введения ионов водорода кислый шахтный дренаж влияет на кислотность ручья. Кислотность обычно измеряется значениями pH, которые легко собрать и сравнить. Однако pH не всегда является хорошим индикатором кислотного дренажа шахты. потому что это указывает только на концентрацию ионов водорода.При оценке степени кислотного дренажа шахты, важно знать количество ионов водорода, оставшихся в решение после завершения естественной буферизации потока. Например, pH измерения могут не выявить сильнокислотный дренаж шахты в ручье из-за щелочность из-за растворенных карбонатов. Оценка превышения ионов водорода над основными ионы, «общая кислотность», является лучшим показателем кислотного дренажа шахты.

Кислотный дренаж шахты снижает буферную способность воды на нейтрализация ионов карбоната и бикарбоната с образованием угольной кислоты (H 2 CO 3 ).

H + + CO 3 2- <--> HCO 3-

H + + HCO 3- <--> H 2 CO 3

После попадания в кислотный дренаж шахты, затронутая карбонатная буферизация Система также не способна контролировать изменения pH. Система буферизации полностью разрушается при pH ниже 4,2, где все карбонатные и бикарбонатные ионы превращаются в угольная кислота.Угольная кислота легко распадается на воду и углекислый газ.

H 2 CO 3 -> H 2 O + CO 2

Таблица сравнения вод приемных кислотных рудников дренаж, кислотные дожди и дренаж торфа.

Ярко-оранжевая вода и пятна на камнях обычно говорят о многом. признаки кислотного дренажа шахты. Оранжевый цвет вызван осаждением гидроксида железа (Fe (OH) 3 ) из воды.В по мере нейтрализации кислого дренажа образуется осадок. При низких значениях pH ионы металлов остаются растворимыми. Когда pH повышается, железо окисляется и выпадает в осадок. В зависимости от условий внутри шахты могут образовываться осадки оранжевого цвета. несколько миль вниз по течению. Осадки могут быть вредными для водных организмов. Комки уменьшить количество света, который может проникать в воду, влияя на фотосинтез и видимость для жизни животных.Более того, когда осадок оседает, он покрывает русло ручья, удушающее обитателей дна и их пищевые ресурсы.

Очистка шахтных стоков
Действующие сегодня глубокие шахты в верховья Уилинг-Крик соответствуют государственным и федеральным правилам сброса стоки из шахты. Кислотный шахтный дренаж необходимо обработать, чтобы повысить pH и удалить тяжелые металлы перед сбросом в приемный поток. Лечение обычно состоит из: добавление сильных оснований, таких как каустическая сода (NaOH, гидроксид натрия), кальцинированная сода (Na 2 CO 3 , карбонат натрия) или известь (CaO, оксид кальция или Ca (OH) 2 , дигидроксид кальция ).Фото: любезно предоставлено доктором Беном Стаутом

Обратите внимание на изменение цвета пруд для обработки, изображенный справа. Вода красная там, где шахтные стоки попадают в пруд. Красный цвет указывает на то, что гидроксид железа выпадает в осадок из воды. столбец. Механическая аэрация ускоряет процесс, делая кислород более доступным в Реакции 1 и 3 выше. Осадок железа со временем оседает на дно пруд, обозначенный областью, где красная вода становится зеленой.Зеленый цвет — результат наличия ионов сульфата (SO 4 2-), натрия (Na + ) и кальция (Ca 2+ ), оставшихся от реакций нейтрализации кислоты. Фото: любезно предоставлено доктором Беном Стаутом

Основы, применяемые при очистке кислотных дренажных работ шахт нейтрализация кислотности шахтных стоков. Поскольку они являются сильными основаниями, они ионизируют и растворить в воде. Полученный гидроксид (OH ) и карбонатные (CO 3 2-) ионы соединяются с ионами водорода (H +), выводя их из раствора.Полученные продукты вода (H + + OH <-> H 2 O) и угольной кислотой (H 2 CO 3 ). Угольная кислота относительно безвредна, потому что это слабая кислота, и диссоциирован как вода и углекислый газ, как описано в системе бикарбонатной буферизации при щелочности.

Жесткость и проводимость воды являются полезными индикаторами верхнего горнодобывающая деятельность.В водоразделах жесткость воды может быть выше. с действующими или заброшенными шахтами. Черное железо (Fe 2+ ) из реакции образования кислоты и кальций (Ca 2+ ) из кислотонейтрализующие реакции могут способствовать повышению уровня воды выше среднего твердость.